Лабораторный практикум по общей и неорганической химии. Часть I. Ляндзберг Р.А - 68 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

КамчатГТУ | Петропавловск-Камчатский

Составители: 

Рубрика: 

2. Определить и отметить степень окисления элементов,
которые меняются в процессе реакции:
KMn
+7
O
4
+ СаS
–2
+ H
2
SO
4
→ Mn
+2
SO
4
+ CaSO
4
+ S
0
+ H
2
O +
+ K
2
SO
4
3. Составить схемы полуреакций окисления и восстанов-
ления:
Mn
+7
Mn
+2
– восстановление; ⎯⎯→⎯
−
− e2
S
–2
S
0
– окисление. ⎯⎯→⎯
−
− e2
4. Подобрать множители для полуреакций так, чтобы
число электронов, отданных при окислении, было равно чис-
лу электронов, принятых при восстановлении:
2 Mn
+7
Mn
+2
– восстановление;
⎯→⎯
−
+ e5
5 S
–2
S
0
– окисление.
⎯→⎯
−
− e2
5. Расставить коэффициенты в молекулярном уравнении
реакции:
2KMnO
4
+ 5CaS + 8H
2
SO
4
= 2MnSO
4
+ 5CaSO
4
+ 5S + K
2
SO
4
+
+ 8H
2
O
6. Проверить правильность составленного уравнения,
подсчитав число атомов каждого элемента в левой и правой
части уравнения.
Реакции окисления – восстановления могут протекать в
различных средах: в кислой (избыток ионов Н
+
), в нейтраль-
ной (H
2
O) и щелочной (избыток ионов ОН
–
). В зависимости
от среды может изменяться характер протекания реакции
между одними и теми же веществами, так как среда влияет на
изменение степеней окисления атомов. Так, например, ион
MnO в кислой среде восстанавливается до Mn
+2
, в ней-
тральной – до MnО
2
, а в щелочной – до MnO . Для создания
в растворе кислой среды обычно используют серную кисло-
ту. Азотную и соляную кислоты применяют редко: первая
сама является окислителем, а вторая способна окисляться.
−
4
2
4
−
68
    2. Определить и отметить степень окисления элементов,
которые меняются в процессе реакции:
 KMn+7O4 + СаS–2 + H2SO4 → Mn+2SO4 + CaSO4 + S0 + H2O +
                         + K2SO4
    3. Составить схемы полуреакций окисления и восстанов-
ления:
                         −

             Mn+7 ⎯−⎯
                    2e
                       → Mn+2 – восстановление;
                              −

                  S–2 ⎯−⎯
                        2e
                           → S0 – окисление.
    4. Подобрать множители для полуреакций так, чтобы
число электронов, отданных при окислении, было равно чис-
лу электронов, принятых при восстановлении:
                                      −


              2    Mn    +7   ⎯+⎯→
                                5e
                                   Mn+2 – восстановление;
                                  −


               5    –2
                    S    ⎯−⎯→
                           2e
                              S0 – окисление.
    5. Расставить коэффициенты в молекулярном уравнении
реакции:
2KMnO4 + 5CaS + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5CaSO4 + 5S + K2SO4 +
                         + 8H2O
    6. Проверить правильность составленного уравнения,
подсчитав число атомов каждого элемента в левой и правой
части уравнения.
    Реакции окисления – восстановления могут протекать в
различных средах: в кислой (избыток ионов Н+), в нейтраль-
ной (H2O) и щелочной (избыток ионов ОН–). В зависимости
от среды может изменяться характер протекания реакции
между одними и теми же веществами, так как среда влияет на
изменение степеней окисления атомов. Так, например, ион
MnO −4 в кислой среде восстанавливается до Mn+2, в ней-
тральной – до MnО2, а в щелочной – до MnO −42 . Для создания
в растворе кислой среды обычно используют серную кисло-
ту. Азотную и соляную кислоты применяют редко: первая
сама является окислителем, а вторая способна окисляться.

                                      68

Страницы