ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

Кемеровский технологический институт пищевой промышленности

Среднетехнический факультет
Кафедра математических и естественнонаучных дисциплин
ХИМИЯ

Методические указания

Часть I

для выполнения самостоятельной работы студентами специальностей

260202 «Технология хлеба, кондитерских и макаронных изделий»

направления 260200 «Производство продуктов питания из растительного сырья»

260303 «Технология молока и молочных продуктов»

направления 260300 «Технология сырья и продуктов животного происхождения»

260502 «Технология продуктов общественного питания»

направления 260500 «Технология продовольственных продуктов специального назначения и общественного питания»,

очная форма обучения

Кемерово 2008

Составители:

О.В. Путинцева, преподаватель;

Л.И. Панова, преподаватель,

Рассмотрено и утверждено на заседании кафедры математики и естественнонаучных дисциплин

Протокол № 7 от 15.03.08

Рекомендовано методической комиссией

среднетехнического факультета

Протокол № 3 от 10.11.08
Представлены рекомендации для выполнения самостоятельной работы студентами по дисциплине «Химия», рекомендуемая литература.

© КемТИПП, 2008

ПРЕДИСЛОВИЕ

Для выполнения самостоятельной работы по «Химии» отводится 25 часов. Начальные химические знания вы получили в средней школе. На уроках по химии и на лабораторных работах вы получите основные знания по дисциплине. Изучение данного предложенного материала позволит повторить вопросы, изученные в средней школе: количество вещества, молярная масса, строение атома, периодический закон Д.И. Менделеева, электронные формулы, гидролиз солей, типы химических реакций, основные понятия в окислительно-восстановительных реакциях, электронный баланс и т.д. Повторяя ранее изучавшийся материал, вы установите глубокую связь его с вопросами, изучаемыми в курсе «Химия», существенно пополните теоретические знания по вопросам строение атома, теории электролитической диссоциации веществ.

Этот дополнительный материал адресован студентам для более глубокого изучения таких вопросов как: строение атома, периодический закон Д.И.Менделеева, химическая связь, электролитическая диссоциация, расчеты, связанные с приготовлением растворов, основные положения теории химического строения органических соединений. Значительное внимание уделено ионно-электронному методу подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций в различных средах растворов.

В конце каждой темы приводятся вопросы и задачи для самоконтроля, которые учащиеся письменно выполняют в тетрадях и потом проверяются преподавателем. Мы надеемся, что предлагаемый материал позволит вам успешно овладеть основами химии, необходимыми в дальнейшем для изучения технологических дисциплин.

Тема 1. АТОМ. СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

Электронные формулы атомов. Строение электронной оболочки атомов определяет химические свойства эле­мента, поэтому знание этого строения чрезвычайно важно для характеристики данного элемента. Общее число электронов в атоме, которые составляют электронную оболочку, равно порядковому номеру элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.

Строение электронной оболочки атома изображается электронной формулой, которая показывает расположе­ние электронов по энергетическим уровням и подуровням (уровни обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4, ..., подуровни — буквами: s, p, d, f). Число электронов на подуровне обозначается цифрой, которая записывается вверху справа от буквы, показывающей подуровень (например, р³).

Простейший атом — атом водорода. Он содержит один электрон, который расположен на s-подуровне I энергетического уровня: Is¹. Электронная формула атома гелия (содержит два электрона) выглядит так: Is². На первом энергетическом уровне находится только одна s-орбиталь (число электронов на орбитали — не более двух), поэтому энергетический уровень в атоме гелия является завершенным.

У элементов второго периода электроны заполняют 2-й энергетический уровень, на котором находится не более восьми электронов. Вначале электроны заполняют s-, потом — р-подуровень, например: Li ls² 2s¹, ₄Be 1s² 2s², ₅В 1s²2s²2p¹, ₁₀Ne 1s² 2s² 2p⁶ (завершенный второй энергетическим уровень).

Порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней атомов можно представить при помощи следующей схемы:

Is—2s—2p—3s—3p—4s—3d—4p — 5s—Ad—5p—6s—... .
Графические электронные формулы показывают рас­пределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям. При этом используются следующие обозначения:

орбиталь электрон пара электронов

(с противоположными значениями

спинового квантового числа)

В качестве примера запишем графическую электронную формулу атома азота:



₇N 1s²2s²2p² или

В пределax подуровня электроны заполняют максимальное число орбиталей, что видно на примере 2р-подуровня в графической электронной формуле атома азота.

Пример:

1. Напишите электронную формулу атома серы.

Решение. 1.1. В периодической системе элементов Д.И. Менделеева сера имеет порядковый номер 16, следовательно, электронная оболочка атома содержит 16 электронов.

1.2. Распределяем 16 электронов атома серы по энергетическим уровням и подуровням, следуя порядку их заполнения и учитывая максимальное число электронов на подуровнях (на s — 2, на р — 6):

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ (2+2+6+2+4=16).
Полученную электронную формулу можно переписать в более компактном виде: [Ne] 3s² Зр⁴, где символ благородного газа в квадратных скобках соответствует заполненным энергетическим уровням атома (электронная оболочка неона).

Пример:

2. Изобразите распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям в атом хлора.

Решение. 2.1. Элемент хлор (порядковый номер 17) имеет следующее распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням:
₁₇Cl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ (2+2+6+2+5=17).
2.2. Чтобы показать распределение электронов по орбиталям, составляем графическую электронную формулу:



₁₇Cl

Задания для самостоятельного выполнения (выполнение в тетради)
1. Напишите электронные формулы следующих элементов: а) углерода; б) фосфора; в) кальция.

2. Изобразите графические электронные формулы следующих элементов: а) фтора; б) фосфора; в) калия.

3. Напишите электронную и графическую электронную формулы элемента, атом которого содержит на Зр-подуровне два электрона.

4. Напишите распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням элементов с порядковыми номерами 8 и 18.

5. Электронная формула элемента имеет окончание ... Зр³. Напишите полную электронную формулу этого элемента и определите его порядковый номер в периодической системе Д. И. Менделеева.
Ядро атома. Ядерные реакции. Радиоактивность. Ядро атома состоит из протонов (относительная масса 1, относительный заряд +1) и нейтронов (относительная масса 1, заряд 0). Протоны и нейтроны относятся к элементарным частицам.

Число протонов в ядре атома Z определяет положительный заряд ядра. Этот заряд в относительных единицах равен порядковому номеру элемента в периодической системе Д.И. Менделеева. Относительная масса ядра складывается из массы протонов, которая также будет равна Z, и массы нейтронов, которая в относительных единицах (а.е.м.) равна числу нейтронов в ядре N. Так как практически вся масса атома сосредоточена в ядре (масса электронной оболочки значительно меньше массы ядра), можно считать, что относительная атомная масса равна сумме масс протонов и нейтронов в ядре;

Ar = Z + N.
Все химические элементы имеют атомы с различными массами - изотопы. Изотопы какого-либо элемента отличаются друг от друга числом нейтронов в ядре. Элемент водород, например, имеет три изотопа: протий ¹₁H (в ядре 1 протон и О нейтронов, относительная масса атома 1), дейтерии ²₁Н или D (в ядре 1 протон и 1 нейтрон, относительная масса атома 2) и тритий ³₁H или Т (в ядре 1 протон и 2 нейтрона, относительная масса атома 3). Многие элементы в природе имеют несколько изотопов. Большое число изотопов химических элементов получают искусственным путем.

Химические элементы могут превращаться друг в друга при осуществлении ядерных реакций (взаимодействия ядер атомов с частицами или излучением). Например, при взаимодействии атомов азота ¹⁴ ₇N (7—порядковый номер, 14 — относительная атомная масса) с α-частицами (ядра атома гелия ⁴₂Не) происходит ядерная реакция с образованием кислорода (изотоп ¹⁷О) и выделением протонов (р);

¹⁴₇N + ⁴₂α = ¹⁷₈O + ¹₁p
или и сокращенной форме:
¹⁴ ₇N (α,р) ¹⁷ ₈О.
Для некоторых химических элементов характерно явление самопроизвольного распада ядер атомов (радиоактивность). Реакции радиоактивного распада сопровождаются испусканием частиц и электромагнитного излучения. Существуют различные виды радиоактивности: α-распад (выделение ⁴₂α-частиц — ядер гелия), β-распад (выделение _-1⁰β-частиц, представляющих собой движущиеся электроны), γ-излучение (электромагнитные волны) и др.

Пример:

3. Определите число протонов и нейтронов в ядре атома железа.

Решение.3.1. Железо Fe в периодической системе элементов Д. И. Менделеева имеет порядковый номер 26, следовательно, число протонов в ядре атома равно 26, т.е. Z(Fe) = 26.

3.2. Относительная атомная масса железа равна 56 (масса наиболее распространенного изотопа), т. е. А_г(Fе)=56. Используя формулу (2.1), вычисляем число нейтронов в ядре атома ⁵⁶Fe:

N (Fe) = A_r (Fe) – Z(Fe); N (Fe) = 56 – 26 = 30.
Таким образом, строение атома можно изобразить при помощи следующей краткой записи: ⁵⁶₂₆Fe (26p, З0n).

Пример:

4. Элемент астат (изотоп ²¹¹ ₈₅At) был получен облучением изотопа висмута ²⁰⁹₈₃Bi α-частицами (ядрами атомов гелия). Напишите уравнение ядерной реакции в полной и сокращенной формах.

Решение. При составлении уравнений ядерных реакций и реакций радиоактивного распада необходимо учитывать закон сохранения массы веществ (масса электронов при этом не учитывается). Кроме того, заряды всех частиц в левой и правой частях уравнения должны быть равными

4.1. В левой части записываем взаимодействующие частицы, в правой — продукты ядерной реакции. Учитывая порядковые номера и относительные массы атомов, напишем схему реакции:

.
4.2. Частица х должна иметь заряд 0 (так как 83+2=85) и относительную атомную массу 2 (209+4-211=2). Частица с зарядом 0 — это нейтрон ¹₀n, следовательно, должно образоваться два нейтрона. Окончательный вид уравнения

или в сокращенной форме:
.
Задания для самостоятельного выполнения (выполнение в тетради)
6. Рассчитайте число протонов и нейтронов в ядре атома серы (изотоп с атомной массой 32) и ядре атома брома (изотоп с атомной массой 81).

7. Сколько различных видов молекул оксида углерода (IV) можно получить из изотопа углерода ¹²С и трех изотопов кислорода: ¹⁶О, О и ¹⁸О? Напишите все формулы оксидов и рассчитайте их молярные массы (в формулах укажите массы изотопов).

8. При бомбардировке алюминия нейтронами выделились α-частицы и образовался изотоп некоторого элемента. Определите этот изотоп.

9. Допишите уравнения ядерных реакций и изобразите их в сокращенной форме:

а) ⁵² ₂₄Cr + n --- ⁵² ₃₃ V +…;

б) ²³⁹ ₉₂U --- ²³⁹ ₉₃Np + …;

в) ⁵⁵ ₂₅ Mn + n --- ⁵² ₃₃ V;

г) ²³⁹ ₉₄Pu + α ---²⁴² ₉₆ Сm + ... .

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 г. Современная формулировка этого закона такова: свойства химических элементов, а также формы и свойства соединении элементов находятся в периодиче­ской зависимости от зарядов их ядер.

Графическим следствием закона Д.И. Менделеева является периодическая система элементов. Рассмотрим кратко структуру распространенной короткой формы периодической системы. По горизонтали в таблице расположены семь периодов. Первый, второй и третий периоды состоят из одного ряда элементов и называются малыми. Остальные периоды — большие. Седьмой период пока является незавершенным. Элементы второго и третьего периодов названы Д.И. Менделеевым типическими: в них наиболее наглядно можно проследить за изменением свойств элементов и их соединений.

В шестом периоде в одной клетке должны находиться 15 элементов, которые сходны по многим свойствам и называются лантаноидами. В седьмом периоде в одной клетке должно находиться семейство актиноидов.

По вертикали в системе расположено восемь групп, которые пронумерованы римскими цифрами. Каждая из этих групп состоит из двух подгрупп — главной и побочной. Подгруппы объединяют наиболее схожие по свойствам элементы.

Особо следует сказать о VIII группе. Ее побочную подгруппу составляют девять элементов: семейство железа (re, Co, Ni) и семейство платины (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Все элементы периодической системы пронумерованы. Порядковый номер элемента указывают слева внизу от символа, например: ₁Н, ₂₀Са, ₇₈Pt.

Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева составляют основу современной химии. Используя их, можно дать характеристику свойств любого химического элемента и его важнейших соединений.

Пример:

5. Какой из элементов — бериллий или кальций — обладает более выраженными металлическими свойствами?

Решение.

5.1. Записываем электронную формулу атомов бериллия и кальция:

₄Be 1s²2s² или [He] 2s²,

₂₀Ca 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s² или [Ar] 4s².
5.2. Как видно из электронных формул, атом каждого элемента содержит на внешнем энергетическом уровне по два электрона, оба элемента расположены в одной группе периодической системы Д.И.. Менделеева. Однако у атома кальция внешние электроны расположены дальше от ядра (на четвертом энергетическом уровне), чем у бериллия (на втором энергетическом уровне) и, следовательно, легче отрываются. Поскольку металлические свойства обусловлены легкостью отдачи электронов, они сильнее выражены у кальция.

Пример:

6. Какие соединения с водородом образуют элементы главной подгруппы VI группы? Назовите наиболее и наименее устойчивое из них.

Решение.

6.1. У атомов элементов главной подгруппы VI группы на внешнем энергетическом уровне находится по 6 электронов: ns² np⁴. Следовательно, в соединениях с водородом они проявляют степень окисления —2. Формулы соединений: Н₂О, H₂S, H₂Se, H₂Te, H₂Po.

6.2. С ростом порядкового номера элемента (от кисло­рода к полонию) увеличивается радиус атома, что обусловливает уменьшение прочности соединения с водородом от Н₂О к Н₂Ро. Таким образом, из названных водородных соединений халькогенов наиболее прочным является вода Н₂О, наименее прочным — Н₂Ро.

Пример:

7. Опишите химические свойства элемента с порядковым номером 15 исходя из его положения в перио­дической системе Д.И. Менделеева.

Решение. 7.1. Составляем электронную формулу элемента с порядковым номером 15:
1s²2s²2p⁶3s²3p³ (2+2+6+2+3=15).

По электронной формуле можно заключить, что элемент находится в третьем периоде и пятой группе (главной подгруппе). Этот элемент — фосфор.

7.2. Элемент фосфор будет образовывать соединения с кислородом, проявляя высшую степень окисления +5 (за счет пяти электронов внешнего энергетического уровня). Высший оксид фосфора — Р₂О₅ — проявляет кислотные свойства. Ему соответствует кислота НРО₃ (или Н₃РО₄).

7.3. С водородом фосфор образует летучее соединение РН₃, в котором проявляет степень окисления —3.

Задания для самостоятельного выполнения (выполнение в тетради)
10. У какого элемента — лития или натрия — более выражены металлические свойства?

11. Хлор и йод относятся к галогенам. На основе положения этих элементов периодической системе и строении их атомов скажите, какой из них будет более типичным неметаллом?

12. Изобразите формулы водородных и высших кислородных соединений элементов главной подгруппы IV группы периодической системы элементов Д.И. Менделеева.

13. Какой элемент четвертого периода периодической системы Д.И. Менделеева является наиболее типичным металлом? Почему?

14. На основании положении кальция в периодической системе элементов напишите его электронную формулу и формулы высшего оксида, гидроксида и хлорида.

15. Исходя из положения алюминия в периодической системе элементов Д.И. Менделеева, опишите важнейшие свойства простого вещества и соединений элемента.

16. Существование и свойства элемента № 32 были предсказаны Д.И. Менделеевым на основе открытого им закона. Используя периодическую систему, дайте краткую характеристику этого элемента и его соединений.

17. Элементы кремний и титан расположены в одной группе периодической системы. Составьте электронные формулы этих элементов и скажите, можно ли считать их элементами-аналогами? Ответ поясните.

18. Составьте формулы высших кислородных и водородных соединений элементов главной подгруппы VII группы. Какое из записанных водородных соединений является наиболее устойчивым, какое — наименее устойчивым?

19. Напишите общие электронную и графическую электронную формулы внешнего энергетического уровня для атомов элементов главной подгруппы четвертой группы периодической системы Д.И. Менделеева.

Тема 2.Молекулы и химическая связь

По способу образования химической связи различают несколько типов связей:

а) ковалентная связь существует за счет одной или нескольких общих электронных пар между атомами, например: Н—Н, N=N;

б) ионная связь образуется за счет электростатического притяжения противоположно заряженных ионов, например: Na⁺ F^-, K⁺ NO₃ ^- Особенностью соединений с ионной связью является то, что в твердом состоянии это кристаллические вещества (в узлах кристаллической решетки находятся противоположно заряженные ионы);

в) металлическая связь существует за счет обобществления подвижных электронов всех атомов металла.

Во всех случаях химическая связь имеет электронную природу.

Для характеристики полярности химической связи используют значения относительных электроотрицательностей атомов (см. приложение 3). Относительная электроотрицательность характеризует способность атома притягивать электроны. Так, относительная электроотрицательность водорода равна 2,10, хлора 2,83. Это означает, что связь в молекуле НСl будет полярной (электроотрицательности различны), причем общая электронная пара смещена в сторону атома с большей электроотрицательностью (хлора), что можно показать при помощи стрелки: Н---С1.

Пример:

1.Сера образует химические связи с калием, водородом, бромом и углеродом. Какие из связей наиболее и наименее полярны? Укажите, в сторону какого атома смещается общая электронная пара?

Решение.

1.1. Используя значения относительных электроотрицательностей атомов, находим разность относительных электроотрицательностей серы и элемента, образующего с ней химическую связь:

а) сера—калий: 2,6—0,91=1,69, электронная пара смещена в сторону атома серы;

б) сера—водород: 2,6—2,1=0,5, электронная пара смещена в сторону атома серы;

в) сера—бром: 2,6—2,74=0,14, электронная пара смещена в сторону атома брома;

г) сера—углерод: 2,6—2,5=0,1, электронная пара смещена в сторону атома серы.

1.2. Чем больше по абсолютной величине разность относительных электроотрицательностей, тем более полярна связь. В данном примере наиболее полярной является связь сера-калий, наименее полярной связь сера—углерод.

Пример:

2. Покажите, за счет, каких электронов образуются ковалентные связи в молекуле воды?

Решение.

2.1. Атомы водорода, входящие в состав воды, представляют на образование химической связи свой единственный электрон:

₁Н 1s^t или

2.2. Составляем электронную и графическую электронную формулы атома кислорода:

₈О 1s²2s²2p⁴

Атом кислорода может образовывать две ковалентные связи за счет двух неспаренных электронов 2р-подуровня.

2.3. Таким образом, схему возникновения связей в молекуле воды можно изобразить так:


₈О

Задания для самостоятельного выполнения (выполнение в тетради)
20. Какая из химических связей: Н—Cl, Н—Вг, Н—I, Н—Р, Н—S — является наиболее полярной? Укажите, в какую сторону смещается общая электронная пара.

21. В каком из приведенных ниже соединений связь наиболее и наименее полярная Nal, NaBr, Csl? (Для решения используйте таблицу относительных электроотрицательностей).

22. Какие электроны атомов участвуют в образовании ковалентных связей в следующих молекулах а) HF; б) С1₂; в) H₂Se?

23. Определите угол между связями H – S в молекуле сероводорода Н₂S (при определении угла учтите, какие электроны атома серы участвуют в образовании связей).

24. Составьте электронные формулы водородных соединений углерода и азота.

25. Как изменяется прочность химической связи водород—галоген в следующем ряду: HF, HC1, НВг, HI?

26. В каком из перечисленных соединений химические связи наиболее полярны: хлороводород НС1, фтор F вода Н₂О, аммиак NH₃, сероводород H₂S?

Тема 3. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

3.1 Химические реакции

Тепловые эффекты реакций. В ходе всех химических реакций происходит выделение или поглощение теплоты. Реакции, протекающие с выделением теплоты, называют экзотермическими, с поглощением теплоты — эндотермическими. Количество выделенной или поглощенной теплоты при данных количествах реагирующих веществ называют тепловым эффектом реакции.

В термохимических уравнениях химических реакций тепловой эффект указывают при помощи величины ∆Н, которая называется изменением энтальпии (теплосодержания) реакции. Если реакция протекает при стандартных условиях (температуре 298,15К или 25°С, давлении 101-325 Па, концентрации всех веществ в растворе или в газе 1 моль в литре), то изменение энтальпии обозначают символом ∆Н°.

Если ∆Н < 0, то теплота выделяется, т. е. реакция — экзотермическая. Для эндотермических реакций ∆Н > 0.

Рассмотрим термохимическое уравнение реакции водорода с кислородом:
.
В скобках указано агрегатное состояние вещества, от которого зависит тепловой эффект реакции. Эта запись означает, что при взаимодействии 2 моль водорода с 1 моль кислорода образуется 2 моль паров воды и выделяется (в стандартных условиях) 483,6 кДж теплоты.

При увеличении количества реагирующих веществ тепловой эффект реакции пропорционально возрастает.

Пример:

1.При сгорании магния массой 3 г в кислороде выделилась теплота количеством 75 кДж. Составьте термохимическое уравнение реакции.

Дано: m^/ (Mg)=3 г; DН^/ = - 75 кДж

_________________________________

D Н = ?
Решение.

1.1. Вычисляем количество вещества сожженного магния:

.
1.2. Составляем уравнение реакции горения магния в кислороде:
2Mg + O₂ = 2MgO.
Вычисляем количество теплоты, которая выделилась бы при сгорании 2 моль магния:


1.3. Записываем термохимическое уравнение реакции:
2Mg (т) + O₂ (г) = 2 MgO (т); DH = - 1200 кДж.
Пример:

2. Сколько теплоты выделится при сгорании серы массой 240 г, если известно, что изменение энтальпии реакции образования оксида серы (IV) из кислорода и серы равно — 297 кДж/моль?

Дано: DH = - 297 кДж; n(S) = 1; m^/ (S) = 240 г

_______________________________________

D Н^/ = ?
Решение.

1.1. Вычисляем количество вещества сожженной серы:

.
1.2. Записываем термохимическое уравнение реакции:
S(т) + О₂ (г) = SO₂ (г), DН = -297 кДж.
Вычисляем количество, теплоты, которая выделится при сгорании 7,5 моль серы:

Задания для самостоятельного выполнения (выполнение в тетради)
27. При сгорании кальция массой 8 г количество выделившейся теплоты составило 127 кДж. Составьте термохимическое уравнение реакции.

28. Железо массой 7 г сожгли и хлоре, получив хлорид железа (III). При этом количество выделившейся теплоты составило 50 кДж. Напишите термохимическое уравнение данной реакции.

29. На разложение оксида ртути (II) массой 8,68 г затрачена теплота количеством 3,64 кДж. Составьте термохимическое уравнение реакции.

30. Сколько теплоты выделится при сгорании теллура массой 1,92 г, если для ТеО₂ (к) ∆Н°= — 322 кДж/моль?

31. Рассчитайте количество теплоты, которая поглотится при получении кислорода объемом 0,72 л по реакции
2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂, DH⁰ = 255 кДж.
Объем кислорода приведен к нормальным условиям.

32. Рассчитайте количество теплоты, которая выделится при нейтрализации кислотой гидроксида натрия массой 0,8 г:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O, DH⁰ = -290 кДж.
Скорость химических реакций. За скорость химической реакции принимают изменение количества реагирующего вещества (или продукта) во времени в единице объема реакционной системы.

Например, А — одно из реагирующих веществ. В момент времени t_t в объеме V содержалось вещество А количеством п₁ (А), в момент времени т₂ в том же объеме количество вещества А равно п₂ (А). Тогда скорость реакции v по веществу А составит:

.
Введем обозначения: n₂ (А) — п₁ (А) = ∆n(А) — изменение количества вещества А; τ₂—τ₁ =∆τ — проме­жуток (изменение) времени и подставив их в уравнение (3.1), получаем
.
Учитывая, что

получаем
,
где с (А) — молярная концентрация * — количество вещества, содержащееся в единице объема, моль/л.

Таким образом, скорость реакции — это изменение концентрации реагирующего вещества в единицу времени. Единица измерения скорости — моль/(м3-с) или моль/(л ∙с). Все вышеизложенное относится к гомогенным (протекающим в однородной среде) химическим реакциям. Выражение для скорости гетерогенной реакции (протекающей в неоднородной среде) несколько другое, в данном пособии оно рассматриваться не будет.

Скорость реакции все время меняется. Однако за некоторый достаточно короткий промежуток времени можно рассчитать среднюю скорость реакции по формулам (3.2) или (3.3).

Скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ. В соответствии с основным законом химической кинетики для реакции

aA + bB Продукты
скорость выражается следующим соотношением:
u = r [ с (A) ] ^p [ c (B) ] ^q ,
где k — константа скорости реакции;

р и q — коэффициенты (определяются экспериментально). Для некоторых простейших реакций коэффициенты р и q равны стехиометрическим коэффициентам уравнения реакции. Например, для реакции:

H₂ (г) + I₂ (г) = 2HI (г)
можно записать
u = r с (Н₂) ] с (I₂),

т.е.

p = q = 1.
Зависимость скорости реакции от температуры передается уравнением Вант-Гоффа:


где v (t₂) и v (t₁) — скорости реакции при температурах t₂ и t₁;

γ — температурный коэффициент скорости реакции (для многих реакций γ=2 ... 4).

Это правило говорит о том, что скорость реакций возрастает в 2 ... 4 раза при увеличении температуры на 10°С.

Пример:

3.В сосуде вместимостью 2 л смешали 4,5 моль газа А и 3 моль газа В. Газы А и В реагируют и соответствии с уравнением А+В=2С. Через 2 с в реакционной системе образовался газ С количеством вещества 1 моль. Определите среднюю скорость реакции. Рассчитайте количества веществ газов А и В, которые не прореагировали.

Дано: Dn (C) = 1 моль; n₁ (A) = 4,5 моль; n₁ (B) = 3 моль;

V = 2л; Dt = 2 с.

__________________________________________________

u = ? n₂ (A) = ? n₂ (B) =?

Решение:

3.1. Из уравнения реакции следует, что

,
где ∆n — изменение количества вещества в ходе реакции, знак «—» означает, что вещество А расходуется в ходе реакции.

3.2. Аналогично получаем для вещества В

.
3.3. Вычисляем количество вещества А, которое вступило в реакцию:
n₂ (A) = n₁ (A) + Dn (A); n₂ (A) = (4,5 – 0,5) моль = 4 моль.
3.4. Количество вещества В, которое осталось в реакционной смеси, равно:
n₂ (В) = n₁ (В) + Dn (В); n₂ (В) = (3 – 0,5) моль = 2,5 моль.
3.5. Среднюю скорость реакции за данный промежуток времени вычисляем по формуле (3.2):

Пример:

4. Реакция при температуре 50°С протекает за 2 мин 15 с. За сколько времени закончится эта реакция при 70°С, если в данном температурном интервале температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

Дано: t₁ = 50­⁰C, t₂ = 70⁰C, Dt₁ = 135 с (2 мин 15 с), g = 3

________________________________________________

Dt₂ = ?
Решение.

4.1. По формуле (3.5) вычисляем, во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении температуры с 50 до 70⁰С:

.
4.2. По определению скорости [уравнение (3.3)]
_.
Так как при обеих температурах tt и t 2 Ас одинаково,

получаем:

.
4.3. Вычисляем время, за которое произойдет реакция при температуре 70°С:
.
Пример:

5. Во сколько раз увеличится скорость реакции

Н₂ (г) + I₂ (г) = 2 НI (г),
если увеличить количества веществ йода и водорода в реакционной системе в два раза при постоянном объеме.
Дано: n₂ (H₂) = 2n₁ (H₂); n₂ (I₂) = 2n₁­ (I₂); V = const.

___________________________________________

u₂/u₁ = ?
Решение.

5.1. В соответствии с основным законом химической кинетики [уравнение (3.4)], предположив, что для данной реакции p—q = 1, получаем

5.2. Аналогично для скорости υ₂ (когда количества реагирующих веществ увеличились) имеем

5.3. Определяем, во сколько раз увеличилась скорость реакции:

Задания для самостоятельного выполнения (выполнение в тетради)
33. Две реакции протекают с такой скоростью, что за единицу времени в первой образовался сероводород массой 3 г, во второй — йодоводород массой 10 г. Какая из реакций протекала с большей средней скоростью?

34. Скорость реакции при температуре 0°С равна 1 моль/(л-с). Вычислите скорость этой реакции при температуре 30°С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

35. На сколько градусов надо увеличить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 27 раз? Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

36. При температуре 20°С реакция протекает за две минуты. За сколько времени будет протекать эта же реакция: а) при температуре 0°С; б) при температуре 50°С? Температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

37. При температуре 30°С реакция протекает за 25 мин, при 50°С — за 4 мин. Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции.

38. Во сколько раз надо увеличить концентрацию водорода, чтобы скорость реакции Н₂ (г)+I₂ (г) =2 HI (г) возросла в три раза?

39. Концентрация реагирующих веществ в системе Н₂ (г)+I₂ (г) =2 HI (г) уменьшилась в 1,5 раза. Во сколько раз уменьшилась при этом скорость реакции?

40. Газы X и Y реагируют в соответствии с уравнением: X+2Y=2Z. В сосуде вместимостью 10 л исходные количества X и Y равны 2 моль. Через 4 с образовался газ Z, количество вещества которого составило 0,8 моль. Определите среднюю скорость реакции по веществу X и количества веществ оставшихся в сосуде газов X и Y.

Химическое равновесие. Многие химические реакции являются обратимыми, т.е. протекают как в прямом, так и в обратном направлениях. Состояние обратимой системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

При химическом равновесии не происходит изменение концентраций веществ в системе (устанавливаются так называемые равновесные концентрации веществ), однако это не означает, что химическая реакция не протекает: она идет, но с одинаковыми скоростями в двух противоположных направлениях. Такое равновесие является динамическим.

Химическое равновесие можно сместить, т. е. изменить равновесные концентрации веществ. В соответствии с принципом Ле-Шателье, если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию веществ), то равновесие сместится в сторону протекания той реакции, которая ослабляет это воздействие.

Например, в системе

А+В С, D Н­⁰ < 0

прямая реакция является экзотермической, обратная — эндотермической. С ростом температуры равновесие смещается в сторону веществ А и В (так как эндотермическая реакция ослабляет воздействие), с уменьшением температуры — в сторону образования вещества С.

Если в реакции участвуют газообразные вещества, то при увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего количества газообразных веществ. Например:
А (г) + В (г) С (г).

В левой части — 1 моль газа А и 1 моль газа В, в правой — 1 моль газа С. При увеличении давления равновесие смещается в сторону образования вещества С, при уменьшении давления — в сторону образования веществ А и В.

Если увеличить концентрацию веществ А или В, то равновесие смещается в сторону образования вещества С; при увеличении концентрации С происходит смещение равновесия в сторону образования А и В.

Смещение химического равновесия часто применя­ется в производственных процессах для увеличения выхода нужного продукта.

Пример:

6. В реакции 2SO₂ (г)+О₂ (r) = 2SO₃ (ж) установилось химическое равновесие. Какое влияние на равновесное состояние окажут: 1) увеличение давления; 2) уменьшение концентрации оксида серы (VI)?

Решение.

6.1. При протекании прямой реакции количество газообразных веществ в системе уменьшается (из 2 моль газа SO₂ и 1 моль газа О₂ образуется жидкость SO₃). В соответствии с принципом Ле-Шателье повышение давления приведет к смещению равновесия в сторону образования меньшего количества газообразных веществ, т. е. SO_3.

6.2. Уменьшение концентрации SO₃ (отвод продукта из реакционной системы) вызовет смещение равновесия в сторону образования SO₃.

Пример:

7. В системе

А+В 2 С, D Н < 0

установилось равновесие. Какое влияние окажут на равновесное состояние: 1) понижение температуры; 2) катализатор?

Решение.

7.1. Из приведенного термохимического уравнения реакции следует, что прямая реакция является экзотермической (так как ∆Н<0), следовательно, обратная реакция — эндотермическая.

В соответствии с принципом Ле-Шателье понижение температуры будет способствовать протеканию реакции, которая увеличивает температуру системы, т.е. экзотермической реакции. Поэтому при понижении температуры равновесие сместится в сторону образования вещества С.

7.2. Катализатор не приводит к смещению равновесия в системе, так как в одинаковой степени ускоряет прямую и обратную реакции.

Задания для самостоятельного выполнения (выполнение в тетради)
40. Как повлияет увеличение давления на равновесие в следующих системах:
а) SO₂ (г) + Cl₂ (г) SO₂Cl₂ (г);

б) Н₂ (г) + Br₂ (г) 2НBr (г).

41. Как надо изменить температуру и давление, чтобы равновесие в реакции разложения карбоната кальция

CaCO₃ (к) CaO (к) + CO₂ (г), D Н⁰ = 178 кДж

сместить в сторону продуктов разложения?

42. В каком направлении будет смещаться равновесие в обратимой реакции
2 SO₂ (г) + О₂ (г) 2 SO₃ (ж), D Н = - 284,2 кДж:

а) при уменьшении температуры;

б) при уменьшении давления;

в) при добавлении катализатора?

43. Как повлияет уменьшение температуры на химическое равновесие в следующих системах:
а) А + В = С, D Н⁰ = 110 кДж;

б) D + Е = 2F, D Н⁰ = - 45 кДж.

44. Сместится ли равновесие в следующих обратимых системах при повышении давления (если сместится, укажите, в какую сторону):
а) Н₂ (г) + I₂ (г) 2 HI (г);
б) 4HCl (г) + O₂ (г) 2 Cl₂ (г) + 2 H₂O (г);

в) Fe (к) + Н₂О (г) FeO (к) + Н₂ (г).

45. Изменением каких параметров можно добиться смещения равновесия в системе
Н₂ (г) + Br₂ (г) = 2НBr (г), D Н = - 68,2 кДж
в сторону образования бромоводорода?
46. Реакция
А (г) + В (г) = С (г), D Н = - 105 кДж
при определенных условиях является обратимой. Какое влияние на равновесное состояние этой обратимой системы окажут: а) увеличение давления; б) понижение температуры; в) введение катализатора; г) увеличение концентрации вещества В?
3.2.ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительными называют реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов, например:
+1 0 +2 0

H₂SO₄ + Fe = FeSO₄ + H₂,

+3 -1 +2 0

2FeCl₃ + 2KI = 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl.

В первом примере степень окисления меняют водород и железо, во втором — железо и йод. Протекание окислительно-восстановительных реакций и, следовательно, изменение степеней окисления атомов обусловлено переходом электронов от одних веществ к другим.

Окисление — это процесс отдачи электронов веществами,

например:
_{0 +2}

Fe – 2e^¾ = Fe,

-1 0

2I – 2e^¾ = I₂.

При окислении происходит увеличение степени окисления атомов. Вещества, которые в процессе химической реакции отдают электроны, называются восстановителями. В приведенных выше примерах металлическое железо и иодид калия (или I) являются восстановителями. Таким образом, в ходе реакций восстановители окисляются.

Восстановление — процесс присоединения веществами электронов:

+1 0

2H + 2e^¾ = H₂,

+3 +2

Fe + e^¾ = Fe.

При восстановлении происходит уменьшение степени окисления атомов. Вещества, которые принимают электроны, называются окислителями. В приведенных примерах окислителями являются серная кислота (или водород) и хлорид железа.

В любой окислительно-восстановительной реакции есть вещества, которые отдают и принимают электроны, т.е. процессы окисления и восстановления всегда со­путствуют друг другу.

Все окислительно-восстановительные реакции подразделяются на три типа. В ходе межмолекулярных реакций степень окисления меняют атомы, входящие в состав различных исходных веществ, например:
0 0 + -2

S+O₂=SO.

При внутримолекулярных реакциях атомы, меняющие степень окисления, входят в состав одного соединения (иногда это атомы одного элемента в различных степенях окисления), например:
+1 -1 -1 0

2KClO = 2KCl + O₂.

В реакциях диспропорционирования атомы одного элемента в определенной степени окисления являются как окислителями, так и восстановителями, например:

Cl₂⁰ + H₂O = HCl^-1 + HCl⁺¹O.

Многие вещества в химических реакциях наиболее часто проявляют восстановительные свойства, другие вещества — окислительные. Так, к типичным восстановителям относятся металлы, водород, бескислородные кислоты — H₂S, HC1, HBr, HI и их соли, соли железа (II) и некоторых других металлов в низких степенях окисления. Окислительные свойства проявляют галогены, кислород, серная кислота, перманганат калия КМnО₄, дихромат калия К₂Сг₂О₇, хромат калия К₂Сг₂О₄ и многие другие вещества.

Некоторые вещества в зависимости от условий и от тех веществ, с которыми они реагируют, могут проявлять свойства, как окислителей, так и восстановителей. Например, пероксид водорода Н₂О₂ окисляется сильными окислителями:

-1 +7

5H₂О₂ +2КМО₄ +3Н₂ ,

-1 +7 0 +2

5H₂O₂+2KMnO₄+3H₂SO₄=5O₂+2MnSO₄+K₂SO₄+8H₂O.

В тоже время пероксид водорода может проявлять свойства окислителя при взаимодействии с типичными восстановителями, например:
-1 -1 0 -2

2KI +H₂O₂+H₂SO₄=I₂+K₂SO₄+2H₂O.

Пример:

8. Какие из реакций, уравнения которых записаны ниже, являются окислительно-восстановительными:

а) Fe₂О₃+6HCl=2FeCl₃+3H₂O;

б) Fe₂O₃+H₂=2FeCl₃+H₂O;

в) 2Fe+6HCl-2FeCl+3H₂;

г) FeCl₃+3KOH=Fe(OH)₃+3KCl;

д) 2FeCl₂+Cl₂=2FeCl₂.
Решение. 8.1. Определяем, в каких реакциях происходит изменение степени окисления атомов:
+3 -2 +1 -1 +3 -1 +1-2

а) Fe₂O₃+6HCl ^-1=2FeCl₃+3H₂O;

+3 -2 0 +2-2 +1 -2

б) Fe₂O₃+H₂=2FeO+H₂O;

0 +1 -1 +3 -1 0

в) 2Fe+6HCl=2FeCl₃+3H₂;

+3-1 +1-2+1 +3 -2+1 +1-1

г) FeCl₃+3KOH=Fe(OH)₃+3KCl;

+2 -1 0 +3 -1

д) 2FeCl₂+Cl=2FeCl.

Пример:

9. Атомы меняют степень окисления в ходе реакций б, в и д. Следовательно, эти реакции являются окислительно-восстановительными.

Укажите окислитель и восстановитель в следующих реакциях:
а) Mg+H₂SO₄=MgSO₄+H₂;

б) MnO₂+4HCl=MnCl₂+Cl₂+2H₂O;

в) 3HNO₂=HNO₃+2NO+H₂O.
Решение. 9.1. Восстановитель в ходе окислительно-восстановительных реакций отдает электроны, повышая свою степень окисления. Окислитель принимает электроны, понижая степень окисления. Определяем, какие атомы в реакции, а меняют степень окисления:
0 +1 +2 0

Mg+H₂SO₄=MgSO₄+H₂.

Здесь магнии — восстановитель, ионы водорода — окислитель.

2. 
   . В реакции б
   

+4 -1 +2 0

MnO₄+4HCl=MnCl₂+Cl₂+2H₂O
хлор (С1) — восстановитель, марганец (Мп) — окислитель.

2. 
   . В реакции в
   

+3 +5 +2

3HNO₂=HNO₃+2NO+H₂O

азот (N) является и восстановителем и окислителем, так как он повышает и понижает степень окисления. Это реакция диспропорционирования.

Пример:

10. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей по схеме:

HI+SO₂→I₂+S+H₂O.
Решение. 10.1. Подбор коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций проводят, используя метод электронного баланса. Этот метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах.

Указываем степень окисления тех атомов, которые ее меняют:

-1 +4 0 0

HI+ SO₂→I₂+S+H₂O.

Степень окисления йода в ходе реакции повышается, серы — понижается. Следовательно, I или HI является восстановителем, S или SO₂ — окислителем.

10.2. Составляем электронные уравнения получения из I^––I₂ и из S⁺⁴– S⁰:

-1 0

2I – 2e^– =I₂,

S⁺⁴+4e^– =S⁰.

3. 
   .Так как число электронов, отданных восстановителем, должно быть равным числу электронов, принятых окислителем, надо каждое из полученных электронных уравнений умножить на соответствующий коэффициент. В нашем примере первое электронное уравнение умножаем на 2, второе – на 1:
   

-1 0

2I–2e^– =I₂ 2

+4 0

S+4e^– =S 1
Отсюда следует, что в уравнении реакции при веществе, содержащем I^-1, должен быть коэффициент 2 ∙2=4, при I₂⁰—2, при S⁺⁴ и S⁰—1.

10.4. Подставляем найденные коэффициенты в схему реакции:

4HI+SO₂→2I₂+S+H₂O.
10.5. Последний коэффициент (перед водой) находим, подсчитав число атомов водорода в правой и левой частях. Окончательно получаем:

4HI+SO₂=2I₂+S+2H₂O.

10.6. Проверяем правильность написания уравнения. Для этого подсчитываем число атомов серы, кислорода, водорода и йода в правой и левой частях уравнения. Число атомов каждого вида в обеих частях должно быть одинаковым, тогда уравнение написано, верно. Обычно для проверки бывает достаточно подсчитать число атомов какого-либо одного элемента, например кислорода.

Пример:

11. Подберите коэффициенты в схеме окислительно-восстановительной реакции:

KClO₃→KCl+O₂.
К какому типу относится эта реакция?

Решение. 11. 1. Определяем, какие атомы меняют степень окисления:
KCl⁺⁵O^-2₃→KCl^-1+O₂.
Восстановитель — кислород (О), окислитель — хлор

(С1). Они входят в состав одного вещества, следовательно, реакция является внутримолекулярной.

11.2. Составляем электронные уравнения и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе:

-2 0

2O–4e^– =O₂ 3

+5 -1

Cl+6e^– =Cl 2

11.3. Подставляя найденные коэффициенты в схему реакции, получаем
2KClO₃=2KCl+3О₂.

Пример:
12.Составьте уравнение реакции, протекающей по схеме:

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

Изобразите уравнение в сокращенной ионной форме.

Решение. 1-й способ. 12.1. Определяем восстановитель, окислитель, указав степени окисления элементов, которые их меняют:
+2 +6 +3 +3

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

Здесь железо (Fe или FeSO4) — восстановитель, хром (Сг или К₂Сг₂О₇) — окислитель.

12.2. Составляем электронные уравнения, учитывая, что К₂Сг₂О₇, Cr₂(SO₄)₃ и Fe₂(SO₄)₃ количеством вещества содержат, соответственно, 2 моль Сг, 2 моль Сг и 2 моль Fe:

+2 +3

2Fe–2e^– =2Fe 3

+6 +3

2Cr+6e^– =2Cr 1
12.3. Определив коэффициенты при восстановителе, окислителе и продуктах их окисления и восстановления, подставляем коэффициенты в схему реакции:
6FeSO₄+K₂Cr₂O₇+H₂SO₄→3Fe₂(SO₄)₃+Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄+H₂O.
12.4. Оставшиеся коэффициенты подбираем в такой последовательности: соль (K₂SO₄), кислота (H₂SO₄), вода. Окончательно получаем:
6FeSO₄+K₂Cr₂O₇+7H₂SO₄=3Fe₂(SO₄)₃+Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄+7H₂O.
12.5. Составляем уравнение в ионной форме:

2+ 2- + 2- 2- 3+ 2- 3+ 2- + 2-

6Fe+6SO₄+2K+Cr₂O₇+14H+7SO₄=6Fe+9SO₄+2Cr+3SO₄+2K+SO₄+7H₂О.
12.6. Сокращая в левой и правой частях уравнения подобные члены (ионы калия и сульфат-ионы), получаем уравнение в сокращенной ионной форме:
2+ 2- + 3+ 3+

6Fe+Cr₂O₇+14H=6Fe+2Cr+7H₂O.

2-й способ. 12.1. Подобрать коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, которые протекают в водных растворах электролитов, можно с использованием метода электронно-ионного баланса (метод полуреакций). Для этого определяем, какие частицы в ходе реакции подвергаются окислению и восстановлению. Ион железа (II) превращается в ион железа (III):
2+ 3+

Fe→Fe.
Для осуществления процесса окисления (ионы Fe²⁺+—Fe³⁺ восстановители) нужен один электрон:

2+ 3+

Fe–e^– =Fe.

12.2. Дихромат-ион Сг₂О₇^2- (окислитель) превращается в ионы хрома (III). При осуществлении этого процесса 1 моль Сг₂О₇^2- присоединит 14 моль ионов Н + и образует 2 моль ионов Сг³⁺ и 7 моль Н₂О:
2- + 3+

Cr₂O₇+14H→2Cr+7H₂O.

Уравняв число зарядов в левой и правой частях, получаем второе уравнение (полуреакцию):
2- + 3+

Cr₂O₇+14H+6e^– =2Cr+7H₂O.

12.3. Составляем сокращенное ионное уравнение реакции, суммируя уравнения процессов окисления и восстановления. При этом каждое уравнение умножаем на коэффициент, чтобы число электронов, отданных восстановителем, равнялось числу электронов, принятых окислителем:

2+ 3+

Fe–e^– =Fe 6

2- + 3+

Cr₂O₇+14H+6e^– =2Cr+7H₂O 1

_________________________________

2+ 2- + 3+ 3+

6Fe+Cr₂O₇+14H=6Fe+2Cr+4H₂O.

12.4. Прибавляя к левой и правой частям уравнения одинаковое количество ионов, которые имеются в растворе, переходим к уравнению реакции в молекулярной форме:
2+ 2- + 3+ 3+

2Fe+Cr₂O₇+14H=6Fe+2Cr+7H₂O

2- + 2- 2- 2- 2- +

6SO₄+2K+7SO₄=9SO₄+3SO₄+SO₄+2K

___________________________________________________

6FeSO₄+K₂Cr₂O₇+7H₂SO₄=3Fe₂(SO₄)₃+Cr₂(SO₄)₂+K₂SO₄+7H₂O.

Задания для самостоятельного выполнения (выполнение в тетради)
47. Определите, какие реакции относятся к окислительно-восстановительным:
а) СаО+Н₂О=Са(ОН)₂;

б) Са+2Н₂О=Са(ОН)₂+Н₂;

в) Н₂+I₂=2HI;

г) HI+KOH=KI+H₂O;

д) 2KI+Cl₂=2KCl+I₂.
48. Какие из реакций с участием меди и ее соединений являются окислительно-восстановительными:
а) Cu+Cl₂=CuCl₂;

б) CuCl₂+2КОН=Cu(OH)₂↓+2KCl;

в) CuCl₂+Zn=ZnCl₂+Cu;

г) CuO+H₂=Cu+H₂O;

д) CuO+2HCl=CuCl₂+H₂O.
49.Укажите восстановитель и окислитель в следующих уравнениях реакций:
а) Mg+2HCl=MgCl₂+H₂;

б) 2KClO₃=2KCl+3O₂;

в) 3Fe₂O₃+CO=2Fe₃O₄+CO₂;

г) 3S+6KOH=2K₂S+K₂SO₃+3H₂O.

К какому типу относится каждая из реакций?

50. В каких из приведенных ниже веществ сера может проявлять только восстановительные свойства, только окислительные, те и другие: S, H₂S, SO₃, K₂SO₄, K₂S, SO₂, H₂SO₄?

51. В каких из приведенных ниже уравнений реакций соединения железа являются окислителями, в каких — восстановителями:
а) Fe₂O₃+3H₂=2Fe+3H₂O;

б) FeSO₄+Mg=MgSO₄+Fe;

в) 4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O=4Fe(OH)₃;

г) Fe₂O₃+3KNO₃+4KOH=2K₂FeO₄+3KNO₂+2H₂O.

52. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций:
а) Cl₂+KOH→KCl+KClO+H₂O;

б) KClO₃+S→KCl+SO₂;

в) Cu +H₂SO₄→CuSO₄+SO₂+H₂O;

г) HCl+MnO₂→Cl₂+MnCl₂+H₂O.

53. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах реакций, лежащих в основе процессов получения металлов:
а) Mn₂O₃+Si→SiO₂+Mn;

б) TiCl₄+Na→NaCl+Ti;

в) FeO+Al→Al₂O₃+Fe.
54. Подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса:
а) Na₂S+KMnO₄+H₂O→S+MnO₂+NaOH+KOH;

б) FeSO₄+KMnO₄+H₂SO₄→Fe₂(SO₄)+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O;

в) HCl+KMnO₄→MnCl₂+Cl₂+KCl+H₂O;

г) KBr+KMnO₄+H₂SO₄→Br₂+MnSO₄+KSO₄+H₂O.

Изобразите полученные уравнения в ионной и сокращенной ионной формах.

55. Подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса и изобразите уравнения в сокращенной ионной форме:

а) K₂S+KMnO₄+H₂SO₄→S+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O;

б) SnSO₄+KMnO₄+H₂SO₄→Sn(SO₄)₂+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O;

в) NaI+KMnO₄+KOH→I₂+K₂MnO₄+NaOH;

г) Na₂SO₄+KIO₃+H₂SO₄→I₂+Na₂SO₄+K₂SO₄+H₂O.

56. Используя метод электронного баланса, подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций. Укажите, в каких реакциях пероксид водорода НгО₂ окислитель, в каких — восстановитель:
а) H₂O₂+HI→I₂+H₂O;

б) H₂O₂+HIO₃→I₂+O₂+H₂O;

в) H₂O₂+H₂S→H₂SO₄+H₂O;

г) H₂O₂+CrCl₃+KOH→K₂CrO₄+KCl+H₂O;

д) H₂O₂+KMnO₄+HNO₃→Mn(NO₃)₂+O₂+KNO₃+H₂O.
57. Допишите схемы реакций, подберите коэффициенты методом электронного баланса, укажите восстановитель и окислитель:
а) Na+H₂O→ …;

б) Fe₂O₃+H₂→ …;

в) SO₂+O₂→ …;

г) S+H₂SO₄→ … .

58.Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) S→SO₂→Na₂SO₃→Na₂SO₄;

б) KBr→Br₂→HBr→NaBr.

Какие из реакций относятся к окислительно-восстановительным? Коэффициенты в уравнениях этих реакций подберите методом электронного баланса.

59. Подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций:

а) Na₂S+Na₂Cr₂O₇+H₂SO₄→S+Cr(SO₄)₃+Na₂SO₄+H₂O;

б) KI+KMnO₄+H₂SO₄→I₂+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O;

в) KI+KBrO₃+HCl→I₂+KBr+KCl+H₂O;

г) FeCl₂+K₂Cr₂O₂+HCl →FeCl₃+CrCl₃+KCl+H₂O.

Изобразите уравнения в сокращенной ионной форм.