1. 413
2. Fe(OH)3; K2SO4; N2O5; Na2CO3; Ca2(PO4)3; Ba(OH)2; Cu(NO3)2; FeO;
3. А)Оксид калия - основный оксид.
Б) Сульфид меди(II) - средняя соль.
В) Гидроксид кальция - основание.
Г) Хлороводород(соляная кислота) - кислота.
Д)Хлорид железа(II) - средняя соль.
Е)Оксид алюминия - амфотерный оксид.
Ж)Хлорид ртути - средняя соль.
З)Нитрат серебра - средняя соль.
4. 1)3Fe + 2O2 = Fe3O4
2)v(Fe) = 3v(Fe3O4)
3)m(Fe)/M(Fe) = 3m(Fe3O4) / M(Fe3O4)
4)m(Fe3O4) = (m(Fe) * M(Fe3O4)) / 3M(Fe3O4) = (2.3 * 232) / (3*56) = 3.2.
ответ: 3 грамма
5. 1) 2Ca + O2 = 2CaO
2)CaO + H2O = Ca(OH)2
3)Ca(OH)2 + K2SO4 = 2KOH + CaSO4(осадок)
4)CaSO4 + BaCl2 = CaCl2 + BaSO4(осадок)
4.1 Теоретическая часть
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, при протекании которых происходит изменение степени окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.
Степень окисления – условный (формальный) заряд атома в химическом соединении, который находят, считая химические связи в соединении чисто ионными.
Окисление
потеря электронов, т.е. повышение степени окисления.
Окислитель
присоединяет электроны, сам восстанавливается, понижает свою степень окисления
Восстановление
приобретение электронов, т.е. понижение степени окисления.
Восстановитель
отдает электроны, сам окисляется, повышает свою степень окисления
Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем
Окислителями являются вещества, содержащие элемент, который может приобретать более низкую степень окисления, чем в данном веществе. Например, Fe+3 является окислителем в составе FeCl3, так как существует Fe+2 в составе FeCl2.
Восстановителями являются вещества, содержащие элемент, который может проявлять более высокую степень окисления. Например, Fe+2 в составе FeCl2 является восстановителем, так как существует Fe+3 в составе FeCl3.
В промежуточной степени окисления элемент может выступать как в роли окислителя, так и восстановителя. Например, сера (IV) в составе SO2 – окислитель, так как существует сера S (0) в простом веществе, и, в других обстоятельствах – окислитель, так как существует S (VI) в составе SO3.
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода подбора коэффициентов: электронного баланса и электронно-ионного баланса.
Для реакций, протекающих в водном растворе, предпочтителен метод электронно-ионного баланса. Этим методом составляются уравнения реакций окисления и восстановления реально существующих в растворе ионов (например, MnO42–, SO42–, Cr2O72–) и молекул (например, H2S, SO2, H2O2).
Молекулы растворителя (вода) или ионы среды (H+, OH–) также могут участвовать в процессе окисления-восстановления.
Среда должна учитываться при составлении уравнений ОВР в соответствии со следующими правилами:
В кислой среде при составлении уравнений полуреакций можно использовать ионы H+ и молекулы H2O
В щелочной - молекулы H2O и ион OH–
В нейтральной среде в левой части уравнения полуреакции пишут только молекулы воды, а в правой как ионы H+, так и OH–.
Окислительную веществ характеризует окислительно-восстановительный потенциал E. В справочниках приведены стандартные окислительно-восстановительные потенциалы Eo, измеренные относительно обратимого водородного электрода.
В любой окислительно-восстановительной реакции как в исходных веществах, так и в продуктах реакции, имеются сопряженные пары окислитель-восстановитель. Направление окислительно-восстановительной реакции обусловливает тот окислитель, у которого значение электродного потенциала больше.
Например, в смеси веществ: K2Cr2O7, HCl, CrCl3, Cl2 (4.1) окислителями являются K2Cr2O7 и Cl2. Их стандартные окислительно-восстановительные потенциалы соответственно равны:.
Cr2O7 2– + 14H+ +6e = 2Cr 3+ + 7H2O Eo=