. Опорный конспект. Тема «Окислительно восстановительные реакции - ОВР»
Опорный конспект. Тема «Окислительно восстановительные реакции - ОВР»

Опорный конспект. Тема «Окислительно восстановительные реакции - ОВР»

1 Опорный конспект. Тема «Окислительно восстановительные реакции ОВР» Окислительновосстановительныминазываются реакции, обусловленные перераспределением электронов между взаимодействующими химическими частицами, в результате которых изменяются степени окисления включенных в их состав атомов. Степень окисления элемента в соединении это: А) условный заряд, приписываемый атому при допущении, что все связи построены по ионному типу; Б) заряд, который возник бы на атоме, если бы электронные пары, которыми он связан с другими атомами, были бы смещены к более электроотрицательному атому. Значение степени окисления ставится над символом химического элемента. Правила определения степеней окисления: 1) Сумма степеней окисления всех атомов в соединении равна нулю (принцип электронейтральности). 2) Сумма степеней окисления элементов в ионе равна заряду иона. 3) Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю. 4) Степень окисления однозарядного иона равна заряду иона. 5) Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1(кроме бора и кремния), с металлами, бором и кремнием степень окисления водорода равна 1. 6) Кислород в оксидах, как правило, имеет степень окисления 2. В пероксидах его степень окисления равна 1 (H 2 O 2, Na 2 O 2 ), в соединении с фтором (+2) OF 2,в супероксидах (1/2), в озонидах (1/3). 7) Высшая (положительная) степень окисления элемента равна номеру группы периодической системы, в которой расположен элемент. Исключения: элементы 1Б группы (Cu, Ag, Au) и VIII Б группы (кроме осмия), кислород, фтор. 8) Низшая (отрицательная) степень окисления характерна для неметаллов и равна номеру группы периодической системы минус 8. К ОВР относятся реакции: *замещения, *соединения, *разложения. Различают следующие типы ОВР: *межмолекулярные изменяются степени окисления атомов, находящихся в разных молекулах, *внутримолекулярные окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе (чаще всего это реакции термического разложения), *диспропорционирования (дисмутации) или самоокисления самовосстановления функции окислителя и восстановителя выполняют атомы одного и того же элемента в соединении.

2 Упражнение 1. Определите степени окисления элементов в соединениях: ФОСФОРА: НРО 3, Н 3 РО 3, Н 3 РО 4, Н 4 Р 2 О 7, Са 3 (РО 4 ) 2, РН 3, РН 4 +, РО 3. СЕРЫ: H 2 S, FeS, FeS 2, As 2 S 3, H 2 SO 3, H 2 SO 4, Na 2 S 2 O 3, SO 4, Ag 2 S, H 2 SO 5, SO 2, K 2 SO 3. АЗОТА: N 2 O, NO 2, N 2, NH 3, Ca 3 N 2, N 2 H 4, NH 4 NO 3, CH 3 NH 2, C 6 H 5 NO 2, C 6 H 5 NH 2, NO 2 NO 3. КИСЛОРОДА: К 2 О, КО 3, Н 2 О 2, О 3, О 2, ОF 2. УГЛЕРОДА: СО, СО 2, СН 4, СН 3 СООН, С 2 Н 5 ОН, СН 3 СОСН 3, НСО 3 Н2СО 3, СН 2 О. МАРГАНЦА: MnSO 4, MnO 2, K 2 MnO 4, KMnO 4, Mn 2 O 7, MnO 4. ХРОМА: Cr 2 O 3, K 2 Cr 2 O 7, K 2 CrO 4, Na 2 CrO 2, Na 3 [Cr(OH) 6 ], Cr 2 (SO 4 ) 3. Упражнение 2. Какие из перечисленных явлений представляют собой окислительно восстановительный процесс? Вариант 1 Вариант 2 Вариант 3 1 Почернение серебряных предметов Образование озона в воздухе при грозе Перевод негашеной извести в гашеную 2 Ржавление железа во влажном воздухе Синтез аммиака Электролиз расплава поваренной соли 3 Сгорание бензина в двигателе Горение древесины Поглощение влаги Р 2 О 5 4 Выделение газа при прокаливании мела 5 Выделение газа при растворении цинка в соляной кислоте Скисание молока Улетучивание газообразных продуктов при прокаливании нашатыря Разогревание раствора при разбавлении серной кислоты Горение свечи Любая ОВР двусторонний процесс, состоящий из полуреакций окисления и восстановления. Восстановитель ( е ) степень окисления увеличивается. («Отдал электрон, Обзавелся кислородом, Окислился») Окислитель (+е ) степень окисления уменьшается. (Взял, Восстановился ) // Восстановитель это тот, Кто электроны отдает, Сам отдает грабителю Злодеюокислителю//. При составлении уравнений ОВР необходимо соблюдение двух важнейших правил:

3 1. Правило электронного баланса: Число электронов, отданных вокислительнойполуреакции, должно быть равно числу электронов, принимаемых в полуреакции восстановления. 2. Правило постоянства суммы зарядов: Сумма всех зарядов в левой части уравнения равна сумме всех зарядов в правой части уравнения. В настоящее время чаще всего используется 2 метода нахождения стехиометрических коэффициентов: 1. Метод электронного баланса. Используется для описания гетерогенных процессов. 2. Метод полуреакций или ионно электронный метод. Используется для описания реакций, протекающих в водных растворах, где совмещаются процессы перноса электронов и ионный обмен. Второй метод имеет ряд неоспоримых достоинств: * Нет необходимости определять степени окисления атомов отдельных элементов, что особенно существенно в случае реакций, протекающих с участием органических веществ. * Продукты реакции легко определяются в процессе уравнивания. * Формулы воды, кислоты или щелочи указывают среду и даны для правильного определения продуктов реакции. В процессе уравнивания они могут переходить из одной части уравнения в другую и даже исчезать. Следует отметить, что для успешного протекания ОВР часто приходится регулировать рн среды. В этом случае в окислительно восстановительные пары реагирующих веществ вводят вспомогательные вещества, создающие необходимую среду: для рн 7 серную кислоту, для рн 7 гидроксиды натрия или калия. В водных растворах в окислительно восстановительных процессах активное участие принимают ионы воды: Н + и ОН Запомните следующие правила: *Восстановление: На один атом кислорода, уходящего из частицы окислителя, в кислой среде затрачивается два иона Н + и образуется одна молекула воды; в нейтральной и щелочной среде затрачивается одна молекула воды и образуется два иона ОН. *Окисление: На один атом кислорода, присоединяющегося к частице восстановителя, затрачивается в кислой и нейтральной среде одна молекула воды и образуется два иона Н +; в щелочной среде затрачивается два иона ОН и образуется одна молекула воды. Например: Таблица 1. рн Восстановление Окисление < 7 MnO 4 + 8H + + 5e Mn H 2 O SO H 2 O 2e SO 4 + 2H + = 7 MnO 4 +2Н 2 О + 3e MnO 2 + 4ОН SO H 2 O 2e SO 4 + 2H +

4 > 7 MnO 4 + e MnO 4 SO 3 + 2OH 2e SO 4 + H 2 O Упражнение 3. Составьте уравнения полуреакций окисления или восстановления с учетом кислотности среды: Таблица 2. Кислая среда рн < 7 Нейтральная рн = 7 Щелочная рн > 7 1 NO 3 NO 2 NO 2 NO 3 CrO 2 CrO 4 2 MnO 4 Mn 2+ MnO 4 MnO 2 Al AlO 2 3 Cr 3+ Cr 2 O 7 SO 3 SO 4 NO 3 N 2 Упражнение 4. Составьте уравнения полуреакций восстановления нитратиона (NO 3 ) в кислой среде до: а) NО 2, б) NО, в) N 2 О, г) NН 4 +. Упражнение 5. Даны схемы переходов: 1) SO 2 S, 2) CaCO 3 Ca(HCO 3 ) 2, 3) Cr 2 O 3 CrO 3, 4) H 2 O 2 O 2, 5) Cr 2 O 7 CrO 4 Какому процессу соответствует каждый переход: а) окислительному, б) восстановительному, в) обменному? Алгоритм подбора коэффициентов в уравнениях реакций методом электронно ионного баланса рассмотрим на примере следующего уравнения химической реакции: H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = 1. Записать схемы двух неполных полуреакций: перехода окислителя в его восстановленную форму и восстановителя в его окисленную форму: Cr 2 O 7 Cr 3+ окислитель H 2 O 2 O 2 восстановитель 2. Подвести материальный баланс. Для этого уравнять число атомов всех элементов, кроме кислорода и водорода: Cr 2 O 7 2Cr 3+ H 2 O 2 O 2 После этого числа атомов кислорода и водорода уравнять в зависимости от среды, в которой протекает реакция. Cr 2 O H + 2Cr H 2 O H 2 O 2 O 2 + 2H + 3. Подвести баланс зарядов. Суммарный заряд слева и справа уравнивается прибавлением или вычитанием электронов в левой части схем. Cr 2 O H + + 6e 2Cr H 2 O H 2 O 2 2e O 2 + 2H + 4. К схемам полуреакций подобрать коэффициенты так, чтобы число отданных электронов было равно числу принятых. Cr 2 O H + + 6e 2Cr H 2 O 1 H 2 O 2 2e O 2 + 2H + 3

5 5. Сложить схемы полуреакций с учетом подобранных коэффициентов: Cr 2 O H + + 3H 2 O 2 2Cr H 2 O + 3O 2 + 6H + 6. Сократить «подобные» члены: Cr 2 O H + + 3H 2 O 2 2Cr H 2 O + 3O 2 7. К каждому иону подобрать противоионы в нужном количестве с учетом исходных веществ. Точно такие же ионы и в таком же количестве добавить в правую часть уравнения: Cr 2 O H + + 3H 2 O 2 2Cr H 2 O + 3O 2 2K + + 4SO 4 2K + + 4SO 4 8. Записать формулы веществ в молекулярной форме. В правой части уравнения прежде всего соединяются ионы, дающие малорастворимые или малодиссоциирующие вещества. Остальные ионы комбинируются произвольно 3H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4 ) 3 +3O 2 + K 2 SO H 2 O Упражнение 6. Составьте уравнения окислительновосстановительных реакций между перманганатом калия и сульфитом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах, используя приведенные в таблице 1 полуреакции окисления и восстановления. Переходные металлы в низшей степени окисления (ионы Sn 2+,Fe 2+, Cu +,Hg 2 2+ и др.), взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисления, например: 5FeCl 2 + KMnO HCl= 5 FeCl 3 + MnCl 2 + KCl + 4 H 2 O Упражнение 7. Допишите схемы аналогичных реакций; стехиометрические коэффициенты подберите ионноэлектронным методом. а) FeSO 4 + HNO 3 (конц. ) = Fe(NO 3 ) 3 + NO 2 + б)sncl 2 + Cl 2 = SnCl 4 В кислой среде хромат переходит в дихромат: 2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O Далее происходит восстановление дихромат иона до Cr 3+ : Cr 2 O H + + 6e 2Cr H 2 O Упражнение 8. Составьте уравнения окислительновосстановительных реакций и расставьте коэффициенты методом полуреакций. а) K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O б) K 2 Cr 2 O 7 + KNO 2 + H 2 SO 4 = KNO 3 + в) К 2 Cr 2 O 7 + KI + H 2 SO 4 = I 2 + В окислительновосстановительных реакциях пероксид водорода может быть как окислителем: H 2 O 2 + 2H + + 2e 2H 2 O

6 H 2 O 2 + 2e 2OH, так и восстановителем: H 2 O 2 + 2OH 2e O 2 + 2H 2 O H 2 O 2 2e O 2 + 2H + Упражнение 9. Подберите методом электронноионных полуреакций стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций, протекающих с участием пероксида водорода. Укажите, в каких из них пероксид водорода окислитель, а в каких восстановитель? а) H 2 O 2 + PbS = PbSO H 2 O б) H 2 O 2 + NiS + CH 3 COOH = S + Ni(CH 3 COO) 2 + H 2 O в) H 2 O 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = O 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O Очень сильным окислителем является персульфат аммония (NH 4 ) 2 S 2 О 8.При составлении уравнений можно считать, что персульфат разлагается, выделяя атомарный кислород, играющий роль окислителя: (NH 4 ) 2 S 2 О 8 + H 2 O = (NH 4 ) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + [ O] S 2 O 8 + 2e = 2SO 4 Упражнение 10. Методом полуреакций расставьте коэффициенты в следующих уравнениях окислительновосстановительного процесса с участием персульфата аммония, калия и натрия: а) (NH 4 ) 2 S 2 O 8 + Mn(NO 3 ) 2 + H 2 O = HMnO 4 + (NH 4 ) 2 SO 4 + H 2 SO 4 б) K 2 S 2 O 8 + Mn(NO 3 ) 2 + H 2 O = HMnO 4 + HNO 3 + KHSO 4 в) Na 2 S 2 O 8 + CrCl 3 + NaOH = Na 2 SO 4 + Na 2 CrO 4 +? Эквивалентным числом окислителя (восстановителя) Zназывается такое его количество, которое, восстанавливаясь (окисляясь), присоединяет (высвобождает) 1 моль электронов. Молярная масса эквивалента окислителя (восстановителя) равна молярной массе, деленной на эквивалентное число: Мэ(Х) = М(Х )/ Z, г/моль Упражнение 11. Вычислите эквивалентное число и молярную массу эквивалента серной кислоты в предлагаемых реакциях: а) Zn + H 2 SO 4 (разб.) = ZnSO 4 + Н 2 б) 2HBr + H 2 SO 4 (конц.) = Br 2 + SO H 2 O в) 8HI + H 2 SO 4 (конц.) = 4I 2 + H 2 S + 4 H 2 O Упражнение 12. Предложены схемы окислительно восстановительных реакций. Методом ионно электронного баланса расставьте стехиометрические коэффициенты, рассчитайте эквивалентное число и молярные массы эквивалента окислителя и восстановителя: 1. KMnO 4 + NO +H 2 SO 4 = HNO 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 +KNO 3 + H 2 O 2. PbO 2 + Cr(NO 3 ) 3 + H 2 O = Pb(NO 3 ) 2 + H 2 Cr 2 O 7 3. FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 4. KNO 2 + K 2 CrO 4 + KOH + H 2 O = KNO 3 + K 3 [Cr(OH) 6 ] 5. KMnO 4 + P + H 2 SO 4 = H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4

7 6. KClO 3 + KJ + H 2 SO 4 = KCl + J 2 + K 2 SO 4 7. KMnO 4 + SO 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 8. KJ + H 2 SO 4 = J 2 + KHSO 4 + H 2 S + H 2 O 9. KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O 10. Bi 2 (SO 4 ) 3 + Cl 2 + NaOH = NaBiO 3 + NaCl + H 2 O 11. K 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 12. CuS + HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O 13. CuS + HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + S + NO + H 2 O 14. KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = O 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O 15. Si + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + H 2 SiO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O 16. KMnO 4 + KJ + H 2 SO 4 = MnSO 4 + K 2 SO 4 + J 2 + H 2 O 17. Au + H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4 ) 3 + SeO 2 + H 2 O 18. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO4 + S + H 2 O 19. MnO + PbO 2 + HNO 3 = HMnO 4 + Pb(NO 3 ) 2 + H 2 O 20. P + HNO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + NO 21. N 2 H 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = N 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O 22. K 2 Cr 2 O 7 + HCl = KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O 23. NaH + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 + H 2 O 24. NaAsO 2 + J 2 + NaOH = Na 3 AsO 4 + NaJ + H 2 O 25. NaBiO 3 + MnSO 4 + H 2 SO 4 = HMnO4 + Bi 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O 26. Na 2 FeO 4 + MnSO 4 + H 2 SO 4 = HMnO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O 27. Zn + H 3 AsO 3 + HCl = ZnCl 2 + AsH 3 + H 2 O 28. MnO 2 + KNO 2 + H 2 SO 4 = MnSO 4 + KNO 3 + H 2 O 29. KJO 3 + KJ + H 2 SO 4 = J 2 + K 2 SO 4 + H 2 O 30. Br 2 + Cl 2 + KOH = KCl + KBrO 3 + H 2 O Константа равновесия ОВР помогает судить не только о направлении, но и о глубине протекания процесса. Для любых ОВР константа равновесия может быть вычислена, если известны окислительно восстановительные потенциалы полуреакций окисления и восстановления: lgk = ( E 0 0 ox E red ) 0,059 n, где К константа равновесия окислительно восстановительной реакции, Е 0 (ox) и Е 0 (red) нормальные потенциалы окислителя и восстановителя, n количество ионов, принимающих участие в полуреакциях окисления или восстановления (эквивалентное число). Зная константу равновесия, можно рассчитать полноту протекания реакции, не прибегая к эксперименту. Допустим, необходимо рассчитать глубину протекания реакции: Sn + Pb(CH 3 COO) 2 Pb + Sn(CH 3 COO) 2. Найдем в справочнике значения стандартных потенциалов полуреакций: E 0 (Pb/Pb 2+ ) = 0,126 B; E 0 (Sn/Sn 2+ ) = 0,136 B [ 0,126 ( 0,136)]2 0,059 lgk = 0, 339 K = [Sn 2+ ] / [Pb 2+ ] = 10 0,339 = 2,2

8 Это означает, что равновесие в рассматриваемой системе наступит тогда, когда концентрация ионов свинца в растворе будет в 2,2 раза меньше концентрации ионов олова. То есть на 1 моль ионов свинца должно приходиться 2,2 моль ионов олова. Следовательно, реакция протекает обратимо. ( Sn 2 ) 2,2 100 (2,2 1) 69% Упражнение 13. Вычислите константу равновесия для реакции: 5FeCl 2 + KMnO 4 +4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3FeCl 3 + MnSO 4 + KCl + 4H 2 O, если стандартные потенциалы полуреакций равны: E 0 (MnO4 + 8H + ) / (Mn H 2 O) = 1,52 B ; E 0 (Fe 2+ / Fe 3+ ) = 0,77 B. На величину константы равновесия большое влияние оказывает срeда реакции. Существует правило для создания реакционной среды, необходимой для оптимального течения процесса: Если в результате ОВР накапливаются катионы водорода, то создают щелочную среду, а если анионы гидроксила кислую. Упражнение 14. В какую сторону сместится равновесие при увеличении рн раствора: Na 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O Na 2 SO HBr 3 K 2 MnO H 2 O MnO 2 2KMnO KOH? Константа равновесия позволяет предсказать возможность растворения вещества. Рассмотрим, возможно ли растворение сульфида меди в азотной кислоте? 3CuS + 2 HNO HNO 3 3 S + 3 Cu(NO 3 ) NO + 4 H 2 O 3CuS + 2NO H + 3 S + 3 Cu NO + 4H 2 O E 0 1(NO 3 + 4H + / NO + 2H 2 O) = 0,96 B Вычислим окислительновосстановительный потенциал реакции (Е 0 2) CuS Cu 2+ + S, S 2e S. Е 0 2 = Е 0 (S /S) + 0,059/2 lg 1/[S ], гдее 0 (S /S) = 0,51В При [Cu 2+ ] = 1 моль/л, концентрацию [S 2 ] над осадком сульфида меди можно вычислить из величины произведения растворимости. ПР(CuS) = 3, , следовательно, [S ] = ПР(CuS) / [Cu 2+ ] = 3, , тогда Е 0 2 = 0,51 + 0,059/2 lg 1 / 3, = +0,63 В Число ионов, участвующих в окислительновосстановительной реакции равно 6, следовательно, Lg К = (0,96 0,63)6 / 0,059 = 33 и К = 33, то есть CuS хорошо растворим в азотной кислоте. Зависимость окислительновосстановительных потенциалов от рн среды можно рассчитать по формуле Нернста с учетом концентрации ионов водорода:

9 E E 0 0,059 [ Ox][ H ] lg n [Re d] m, Где m коэффициeнт при концентрации ионов водорода в уравнении полуреакции, например: MnO 4 + 5e + 8 H + Mn 2+ 4 H 2 O; _ ,059 [ MnO4 ][ H ] E E ( MnO4 / Mn ) lg. 2 5 [ Mn ] Изменяя концентрацию ионов водорода, можно корректировать (уменьшать или увеличивать) окислительновосстановительный потенциал. Это дает возможность целенаправленно и селективно использовать тот или иной окислитель. Упражнение 15. Рассчитайте окислительновосстановительный потенциал системы SO 4 /SO 3, если раствор содержит 0,001 моль/л ионов SO 4, 0,05 моль/л ионов SO 3, 2,9 моль/л ионов водорода, а стандартный окислительновосстановительный потенциал системы H 2 SO 3 + H 2 O SO H + равен 0,20 В. Равновесие большинства окислительновосстановительных реакций можно смещать путем изменения рн среды. Особенно это касается реакций, у которых разница потенциалов окислителя и восстановителя невелика. Рассмотрим, например, возможно ли взаимодействие хлоридиона с дихроматионом в кислой среде? Для этого составим ионноэлектронные уравнения полуреакций: Сr 2 O H + + 6e 2 Cr H 2 O; E 0 = 1,33 B; Cl 2 + 2e 2 Cl ; E 0 = 1,36 B. Так как потенциал второй полуреакции выше, чем первой, в стандартных условиях в прямом направлении реакция не идет. Однако, если к одномолярному раствору дихромата калия добавить более концентрированный, чем 1 М, раствор соляной кислоты, начинается реакция выделения хлора: ,059 [ Cr2O7 ][ H ] E ( Cr2O7[ / 2Cr ) E ( Cr2O7 / 2 Cr ) lg [ Cr ] При концентрациях дихроматиона 1 моль/л, а концентрации соляной кислоты 3 моль/л получим следующее значение потенциала: ,059 3 E ( Cr 2O7 / Cr ) 1,33 lg 1,39 В. 6 1 Таким образом, увеличив концентрацию водородных ионов, удалось осуществить реакцию в нужном направлении. Найдите, какова концентрация ионов водорода в системе Сr 2 O H + + 6e 2 Cr H 2 O, если окислительновосстановительный потенциал равен 1,33, а концентрации дихромат и хром (3)ионов равны, соответственно, 1 и 10 6 моль/л?

10 Проверочные задания 1. Групповая самостоятельная работа 1. Даны элементарные ионы: F, H +, H, Cu +, Cu 2+, Fe 2+, S, S 2, Sn 2+, Mg 2+, Mn 2+, Cl. Какие из них способны проявлять: а) только функцию окислителя; б) только функцию восстановителя; в) двойственную функцию? 2. Данысоединения: NO 2, HNO 3, SO 2, H 2 S 2 O 7, MnO 2, HBrO, Cl 2 O 7, CrO 3, K 2 MnO 4, H 2 SO 5, H 2 O 2,NH 3, N 2 H 4, H 2, HI. Какие из них способны проявлять: а) только функцию окислителя; б) только функцию восстановителя; в) двойственную функцию? 3. Данысложныеионы: SO 4, NO 3, NO 2, NH 4 +, NO 2,ClO, ClO 4, MnO 4, MnO 4, AlH 4. Какие из них способны проявлять: а) только функцию окислителя; б) только функцию восстановителя; в) двойственную функцию? 4. Даны соединения: KClO 2, HCl, HNO 2, KNO 3, H 2 S, ClO 2, H 3 PO 3, H 3 PO 4, MnO 2, Br 2. Какие из них способны к реакциям диспропорционирования? 5.Даны неполные схемы полуреакций: * MnO 4.. = MnO 4 ; * Cr 2 O H + = 2Cr H 2 O; * 2NO H + = N 2 O + 5 H 2 O; * Pt 0 +..= Pt +4 : * H 2 O OH = O H 2 O, * SO OH = SO 4 + H 2 O. Какой процесс, окисление или восстановление, отражает каждая схема? Укажите число отданных или принятых в каждой схеме электронов. 6. Даны схемы полуреакций. Определите тип процесса: окисление или восстановление. Допишите схемы реакций, если процесс протекает в кислой среде: * NO 3 NO; * SO 4 H 2 S; * MnO 2 MnO 4 ; * Cr 3+ Cr 2 O Используя метод полуреакций, допишите правые части уравнений окислительно восстановительных процессов: * КMnO 4 + K 2 S + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + * КMnO 4 + K 2 S + H 2 O K 2 SO 4 + * КMnO 4 + K 2 S + KOH K 2 SO 4 + * K 2 Cr 2 O 7 + KI + H 2 SO 4 I 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 +

11 3. Тестовые задания 1.Степень окисления атома в соединении это А)Число его валентных электронов, Б) Условный заряд при условии, что все связи ионные. В)Число электронов, недостающее до завершения внешнего слоя. Г)Число электронных пар, связывающих атом с соседними атомами. 2. Какой из данных элементарных ионов способен проявлять только функцию окислителя? А) Н +, Б) Н, В)I, Г)Cu + 3. Какой из данных элементарных ионов способен проявлять только функцию восстановителя? А)Ca 2+, Б) Fe 2+, В) H +, Г) Au 4. Какой из данных сложных ионов способен проявлять только функцию окислителя? А)CrO 4, Б) NH + 4. В)AlH 4, Г)S 2 O 3 5. Какой из данных сложных ионов способен проявлять только функцию восстановителя? А) MnO 4, Б) PO 3 4, В) [I 2 I] 4, Г) SiO 4 6. Какое из соединений обладают двойственной функцией? А) H 4 P 2 O 7, Б) NH 4 NO 3, В) Na 2 Cr 2 O 7, Г) KClO 4 7. Какое из приведенных соединений способно к реакции диспропорционирования? А) KClO 4, Б) Br 2, В) KMnO 4, Г) NH 3 8. В каком соединении хлор проявляет степень окисления +1? А)Cl 2 O, Б) CH 3 Cl, В) CaCl 2, Г) SOCl 2 9. В каком соединении степень окисления углерода равна нулю? А) CH 3 CH 2 OH, Б) CH 3 COOH, В) (CH 3 ) 2 CO, Г) CH 3 CH Среди данных процессов укажите окислительные процессы. А) H 2 O 2 H 2 O, Б)MnO 4 MnO 4, В) NH + 4 NO 3, Г)H 2 O 2 O Среди данных процессов укажите восстановительные процессы. А) H 2 O 2 H 2 O, Б)MnO 4 MnO 4, В) NH + 4 NO 3, Г)H 2 O 2 O Какие схемы не отражают протекание ОВР? А) Cr 2 O 7 + H 2 O 2CrO 4 + 2H +, Б)Zn + 2H + Zn 2+ + H 2, В) CO 3 + H 2 O +CO 2 2HCO 3, Г) Fe 2+ + NO 3 + 2H + Fe 3+ + NO 2 + H 2 O 13. Какие из процессов относятся к ОВР? А) Образование озона во время грозы, Б) Скисание молока, В) Обжиг пирита (FeS 2 ) при производстве серной кислоты, Г) Оседание взвешенных примесей при добавлении к сточным водам Al 2 (SO 4 ) В какой среде протекает процесс восстановления перманганат иона по схеме: MnO 4 MnO 2? А) Кислой, Б) Щелочной, В) Нейтральной, Г) Среда не играет существенной роли 15. В какой среде протекает процесс восстановления перманганат иона по схеме: MnO 4 Mn 2+? А) Кислой, Б) Щелочной, В) Нейтральной, Г) Среда не играет существенной роли

12 16. В какой среде протекает процесс восстановления перманганат иона по схеме:mno 4 MnO 4? А) Кислой, Б) Щелочной, В) Нейтральной, Г) Среда не играет существенной роли 17. Какие вещества не могут выделяться при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами? А) NO 2, Б) H 2, В) N 2, Г) NO 18. Какую функцию выполняет пероксид водорода в окислительно восстановительном процессе, если продуктами реакции являютсямолекулярный кислород? А)Окислителя, Б) Восстановителя, В) Реакционной среды, Г) Растворителя 19. Какую функцию выполняет пероксид водорода в окислительно восстановительном процессе, если продуктами реакции являются вода? А)Растворителя, Б) Восстановителя, В) Реакционной среды, Г) Окислителя 20. Чему равен фактор эквивалентности химической частицы в процессеокисления? А) Наименьшему общему кратному для числа отданных и принятых электронов, Б) Величине, обратной числу отданных электронов, В) Величине, обратной числу принятых электронов, Г) Величине, обратной наименьшему общему кратному для числа отданных и принятых электронов. 21. Чему равен фактор эквивалентности химической частицы в процессе восстановления? А) Наименьшему общему кратному для числа отданных и принятых электронов, Б) Величине, обратной числу отданных электронов, В) Величине, обратной числу принятых электронов, Г) Величине, обратной наименьшему общему кратному для числа отданных и принятых электронов. 22. Как называются окислительно восстановительные реакции, в ходе которых атомы одного и того же элемента являются и окислителем, и восстановителем? А) Реакции самоокисления самовосстановления. Б) Реакции дисмутации. В) Внутримолекулярные реакции. Г) Реакции диспропорционирования. 23. Какие из предлагаемых схем превращений соответствуют внутримолекулярным окислительно восстановительным реакциям? А) NH 4 NO 3 N 2 O + H 2 O Б) Cl 2 + NaOH Na 2 ClO 3 + NaCl В) S + NaOH Na 2 SO 3 + Na 2 S Г) (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O 24. Оцените правильность следующих суждений: 1) 1)Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1(кроме бора и кремния), с металлами, бором и кремнием степень окисления водорода равна 1. 2) Кислород в оксидах, как правило, имеет степень окисления 2. В пероксидах его степень окисления равна 1 (H 2 O 2, Na 2 O 2 ), в соединении с фтором (+2) OF 2, в супероксидах (1/2), в озонидах (1/3). А) Верны оба суждения. Б) Неверны оба суждения. В) Верно только первое суждение. Г) Верно только второе суждение.

13 25.Оцените правильность следующих суждений: 1) условный заряд, приписываемый атому при допущении, что все связи построены по ионному типу; 2) заряд, который возник бы на атоме, если бы электронные пары, которыми он связан с другими атомами, были бы смещены к более электроотрицательному атому. А) Верны оба суждения. Б) Неверны оба суждения. В) Верно толькопервое суждение. Г) Верно только второе суждение. 26. Какие правила необходимо соблюдать при подборе коэффициентов в окислительно восстановительных реакциях? А) Правило рычага. Б) Правило постоянства суммы зарядов. В) Правило аддитивности. Г) Правило электронного баланса. 27. Какие из предлагаемых схем превращений соответствуют окислительно восстановительным реакциям диспропорционирования? А) NH 4 NO 3 N 2 O + H 2 O Б) Cl 2 + NaOH Na 2 ClO 3 + NaCl В) S + NaOH Na 2 SO 3 + Na 2 S Г) (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O 28. Степень окисления +4 сера проявляет в соединениях: А) MgSБ) SO 2 В) K 2 SO 3 Г) S Какой из ионов проявляет только восстановительные свойства? А) JO 3 Б) JO В) J2 Г) 30. Какая реакция ошибочна? А) H 2 SO 4 +2Ag Ag 2 SO 4 + H 2 Б) 2H 2 S+4Ag+ O 2 2AgS+ 2H 2 O В) 2H 2 SO 4 + 2Ag Ag 2 SO 4 +SO 2 +2H 2 O Г) 2AgNO 3 + K 2 SO 4 Ag 2 SO 4 + 2KNO 3 Расстановка коэффициентов в схемах окислительно восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, ионноэлектронным методом 31. KMnO 4 + NO +H 2 SO 4 = HNO 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + KNO 3 + H 2 O 32. PbO 2 + Cr(NO 3 ) 3 + H 2 O = Pb(NO 3 ) 2 + H 2 Cr 2 O FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 34. KNO 2 + K 2 CrO 4 + KOH + H 2 O = KNO 3 + K 3 [Cr(OH) 6 ] 35. KMnO 4 + P + H 2 SO 4 = H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + MnSO KClO 3 + KJ + H 2 SO 4 = KCl + J 2 + K 2 SO KMnO 4 + SO 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO KJ + H 2 SO 4 = J 2 + KHSO 4 + H 2 S + H 2 O 39. KMnO 4 + K 2 SO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O 40. Bi 2 (SO 4 ) 3 + Cl 2 + NaOH = NaBiO 3 + NaCl + H 2 O 41. K 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 42. CuS + HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O 43. CuS + HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + S + NO + H 2 O

14 44. KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = O 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O 45. Si + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + H 2 SiO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O 46. KMnO 4 + KJ + H 2 SO 4 = MnSO 4 + K 2 SO 4 + J 2 + H 2 O 47. Au + H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4 ) 3 + SeO 2 + H 2 O 48. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO4 + S + H 2 O 49. MnO + PbO 2 + HNO 3 = HMnO 4 + Pb(NO 3 ) 2 + H 2 O 50. P + HNO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + NO 51. N 2 H 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = N 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O 52. K 2 Cr 2 O 7 + HCl = KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O 53. NaH + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 + H 2 O 54. NaAsO 2 + J 2 + NaOH = Na 3 AsO 4 + NaJ + H 2 O 55. NaBiO 3 + MnSO 4 + H 2 SO 4 = HMnO4 + Bi 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O 56. Na 2 FeO 4 + MnSO 4 + H 2 SO 4 = HMnO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O 57. Zn + H 3 AsO 3 + HCl = ZnCl 2 + AsH 3 + H 2 O 58. MnO 2 + KNO 2 + H 2 SO 4 = MnSO 4 + KNO 3 + H 2 O 59. KJO 3 + KJ + H 2 SO 4 = J 2 + K 2 SO 4 + H 2 O 60. Br 2 + Cl 2 + KOH = KCl + KBrO 3 + H 2 O

📎📎📎📎📎📎📎📎📎📎