3843

30

направления реакции используют значения электродных потенциалов взаимодействующих редокс-пар. В качестве окислителя в реакции всегда будет выступать окислитель той пары, стандартный потенциал (Е0) которой больше, а в качестве восстановителя – восстановитель той пары, потенциал которой меньше. Реакция должна самопроизвольно пойти в том направлении, для которого разность потенциалов Е0 положительна.

Пример. Будет ли FeCl3 окислять KJ в стандартных условиях? Решение. По справочным таблицам (Приложение 3) находим

необходимые полуреакции и соответствующие им значения Е0.

Так как стандартный потенциал пары железа больше Е0 пары иода, следовательно, ион Fe3+ является более сильным окислителем, чем J2. Очевидно, уравнение реакции будет следующим:

2FeCl3 + 2KJ = 2FeCl2 + J2 + 2KCl.

Проверим это предположение с помощью расчета электродвижущей

силы:

окисления иодид-ионов ионами Fe3+ в стандартных условиях.

В нижеследующих заданиях определите окислитель и восстановитель, уравняйте окислительно-восстановительную реакцию и рассчитайте ее электродвижущую силу.

10.1.CrCl3 + H2O2 + KOH = K2CrO4 + KCl + H2O.

10.2.Al + KNO2 + KOH = K3AlO3 + NH3 + H2O.

10.3.MnO2 + KClO3 + KOH = K2MnO4 + KCl + H2O.

10.4.CrCl3 + KMnO4 + H2O = H2CrO4 + MnO2 + KCl + HCl.

10.5.Zn + KClO3 + H2SO4 = ZnSO4 + KCl + H2O.

10.6.Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 = HMnO4 + Bi(NO3)3 + NaNO3 + H2O. 10.7. Na2SO3 + KMnO4 + H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH.

10.8 KMnO4 + KJ + H2SO4 = MnSO4 + KJO3 + H2O.

10.9.CuS + HNO3 = Cu(NO3)2 + S + NO + H2O.

10.10.KMnO4 + H2O2 + H2SO4 = MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O.

31

10.11.KBrO3 + KBr + HCl = Br2 + KCl + H2O.

10.12.Bi(OH)3 + Na2SnO2 = Na2SnO3 + Bi + H2O.

10.13.Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO + H2O.

10.14.Zn + HNO3 = NH4NO3 + Zn(NO3)2.

10.15.KMnO4 + FeCl2 + HCl = MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O.

10.16.K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O.

10.17.KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 = MnSO4 + NaNO3 + K2SO4 + H2O.

10.18.NaBr + MnO2 + H2SO4 = Br2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O.

10.19.Zn + KNO2 + KOH = K2ZnO2 + NH3 + H2O.

10.20.FeSO4 + HNO3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + NO + H2O.

10.21.K2Cr2O7 + KJ + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + J2 + K2SO4 + H2O.

10.22.KJO3 + KJ + HCl = J2 + KCl + H2O.

10.23.KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O.

10.24.FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

10.25.KJ + H2O2 + HCl = J2 + KCl + H2O.

32

ВОПРОСЫ К ЭКЗАМЕНУ

1.Основные стехиометрические законы химии: закон постоянства состава, закон сохранения массы веществ, закон эквивалентов.

2.Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ. Приведите примеры оксокислот и их средних солей.

3.Основные сведения о строении атома. Приведите пример строения электронной оболочки одного из атомов.

4.В чем заключается сущность Периодического закона Д.И. Менделеева?

5.Как изменяется свойства химических элементов в периодах и рядах Периодической системы Д.И. Менделеева?

6.Типы химической связи. Приведите примеры соединений с ковалентной и ионной связью.

7.Скорость химической реакции. От каких факторов зависит скорость химических реакций?

8.Понятие об энтропии, энтальпии, свободной энергии Гиббса.

9.Влияние концентрации на скорость химической реакции. Закон действующих масс.

10.Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Смещения химического равновесия.

11.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Кислоты, основания и соли с позиции теории Аррениуса и Бренстеда-Лоури.

12.Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.

13.Диссоциация воды. Водородный показатель. Шкала рН водных растворов.

14.Сильные и слабые кислоты и основания. Константы кислотности и основности. Приведите примеры сильных и слабых кислот и оснований.

15.Расчет рН сильных и слабых кислот и оснований.

16.Гидролиз солей. Определение рН растворов гидролизирующихся солей. Усиление и подавление гидролиза.

17.Малорастворимые электролиты. Правило произведения растворимости. Растворимость малорастворимых электролитов.

18.Окислительно-восстановительные реакции. Определение окислителя и восстановителя. Способы уравнивания. Стандартные окислительновосстановительные потенциалы. Определение направления реакции.

19.Комплексные соединения. Строение с позиций теории Вернера. Классификация, номенклатуры. Константа нестойкости.

33

Приложение 2

Произведение растворимости некоторых малорастворимых электролитов

34

Приложение 3

Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем (Е0)

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Ахметов Н.С. Общая неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1988.

2.Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1978.

3.Карапетянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа. 1988.

4.Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия. – СПб.: Химия, 1994.

5.Шиманович И.Е., Павлович М.Л. и др. Общая химия в формулах, определениях, схемах. – Минск: Унiверсiтэцкае, 1996.

6.Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2002.

7.Артеменко А.И., Тикунова И.В., Малеванный В.А. Справочное руководство по химии. – М.: Высшая школа, 2002.

8.Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. – М.: Химия, 1979.

37

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Программа, тематика и методические указания по выполнению контрольных работ для студентов 341100 «Товароведение и экспертиза товаров» 1 курс заочной формы обучения

Редактор Г.С. Одинцова

Подписано в печать _____________. Формат 60 х 84/16. Бумага писчая. Офсетная печать. Усл. печ. л. _____Уч-изд. л.______

Тираж _________экз. Заказ № ____________