Соединения хлора: решение задач методом электронного баланса

ГДЗ к тетради Габриеляна на страже знаний

Кажется, что на восьмом году обучения школьники должны обладать полноценными навыками по химии. Но многие ребята не дотягивают до требований, предъявляемых учебной программой. Это вызвано тем, что ранее были допущены какие-то пробелы в знаниях, которые мешают подросткам свободно ориентироваться в текущем материале. Если не устранить эти недопонимания, то дальнейшее освоение предмета станет весьма проблематичным. Для этой цели командой специалистов был разработан сборник «ГДЗ по рабочей тетради Габриеляна, Сладкова, Остроумова за 11 класс (Просвещение)». Решебник написан в соответствии с ФГОС опытными преподавателями и проверен модераторами.

В этом году изучению подлежат следующие разделы:

• Первоначальные химические понятия.
• Важнейшие представители неорганических веществ. Количественные отношения в химии.
• Основные классы неорганических соединений.
• Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева. Строение атома.
• Химическая связь. Окислительно-восстановительные реакции.

В пособии представлены подробные пояснения по каждой теме, которые позволят учащимся пополнить лучше разобраться в заданиях. Это особенно актуально ввиду того, что преподаватели на данном этапе задают больше упражнений для домашнего выполнения. В случае затруднений ученики вынуждены искать непроверенную информацию в Интернете или списывать у одноклассников. Чтобы не попасть при этом впросак, лучше воспользоваться решебником.

Характеристика окислителей

Это все неметаллы, кислоты, пероксиды и некоторые соли. Способность отщеплять электроны изменяется в зависимости от положения элемента в таблице Менделеева: в периоде увеличивается слева направо, в группе – с низу вверх. Самым сильным окислителем считается фтор. Так же, к этой группе относятся высшие оксиды элементов. Сила способности отнять электроны сложных веществ зависят от степени окисления нужного атома и от концентрации.

Такие свойства выражаются стандартным электродным потенциалом. Чем он выше, тем выше окислительные свойства. Все окислители делятся на четыре группы.

Таблица. Группы окислителей и их характеристика

Виды уравнений окислительно-восстановительных реакций

Окислитель и восстановитель не всегда находятся в разных молекулах. Иногда это один атом, участвующий сразу в двух процессах или разные молекулы с одним и тем же элементом и т.д. в зависимости от этого выделяют несколько вариантов ОВР:

Межмолекулярные

Окислитель и восстановитель являются разными молекулами.

2 KMn+7O₄ + 10 KI- + 8 H₂SO₄ → 6 K₂SO₄ + 5 I₂ + 2 Mn+2SO₄ + 8 H₂O

Mn+7 + 5 ē → Mn+2 – 5 – 2 (окислитель восстанавливается)

2 I-1 – 2 ē → I₂ – 2 – 5 (восстановитель окисляется)

Внутримолекулярные

Внутримолекулярные– взаимодействия, в которых окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле.

(N-3H₄)₂Cr₂+6O₇ → N₂ + Cr₂+3O₃ + 4 H₂O

2 Cr+6 +6 ē → 2 Cr+3 – 6 – 1 (окислитель восстанавливается)

2 N-3 – 6 ē → N₂ – 6 – 1 (восстановитель окисляется)

Атомы с противоположными свойствами находятся в одной молекуле

Реакция диспропорционирования

Диспропорционирование – ОВР, в котором и оба свойства проявляет один и тот же атом, образуя несколько продуктов с разными степенями окисления.

Cl₂ + 2 NaOH → NaCl- + NaCl+O + Н₂О

Cl₂ + 2 ē → 2 Cl- — 2 – 1 (окислитель восстанавливается)

Cl₂ — 2 ē →2 Cl+ — 2 – 1 (восстановитель окисляется)

Реакция репропорционирования

Репропорционирование – противоположный процесс, когда один элемент из разных состояний переходит в одно.

2 H₂S-2 + S+4O₂ → 3 S + 2 H₂O

S-2 + 4 ē → S – 4 – 1 (окислитель восстанавливается)

S+4 — 2 ē → S – 2 – 2 (восстановитель окисляется)

Общее кратное коэффициентов – 2. т.о., у соединений первой серы (S-2) коэффициент 1, а у соединений второй серы (S+4) – коэффициент 2.

При кажущейся сложности, ОВР-процессы одни из самых распространенных в природе. Например – ржавление железа, скисание молока и даже дыхание являются примерами этих процессов.

ОВР кислот

От растворимости зависят свойства азотной и серной кислот.

HNO₃

Чем ближе концентрация HNO₃ к 100%, тем больше электронов получит азот.

• Ca + 4HNO_3(конц.)= Ca(NO₃)₂+ 2NO₂ + 2H₂O (1 e)
• 3Mg + 8HNO_3(40 %)= 3Mg(NO₃)₂+ 2NO + 4H₂O (3 e)
• 4Mg + 10HNO_3(20 %)= 4Mg(NO₃)₂+ N₂O + 5H₂O (4 e)
• 5Ba + 12HNO_3(6 %)= 5Ba(NO₃)₂+ N₂ + 6H₂O (5 e)
• 4Zn + 10HNO_3(0.5 %)= 4Zn(NO₃)₂+ NH₄NO₃ + 3H₂O (8 e).

Продукты реакции, также, зависят от положения металла в ряду активности.

Таблица. Продукты реакции разбавленной и концентрированной азотной кислоты с металлами с различной активностью.

Исключения:

• Благородны металлы не реагируют с этой кислотой ни при каких условиях.
• Al, Cr и Fe реагируют с безводным окислителем только при нагревании.

H₂SO₄

Серная кислота одно из сильных веществ, отнимающих электроны. Продукт реакции, так же, как и с азотной, зависят от концентрации кислоты и активности первоначального металла. Растворимая серная кислота не дает специфических продуктов и реагирует только с металлами до водорода в ряду активности. При этом, образуется соль металла и водород:

2Na + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂

Продукты H₂SO₄(конц.) с металлами перечислены в таблице.

Таблица. Продукты реакции концентрированной серной кислоты с металлами с различной активностью.

Источник

Зависимость окисления от реакционной среды

ОВР может проходить в щелочной, нейтральной или кислой среде. При этом, один и тот же атом может проявлять разные свойства. Ярким примером являются реакции KMnO₄и K₂Cr₂O₇

Особенности KMnO₄ как окислителя

Перманганат калия или натрия способен проявлять только окислительные свойства за счет иона Mn+7. В реакциях с ним всегда используется вещество, определяющее кислотность среды, не участвующее в ОВР-процессе. Им может быть:

• H₂SO₄ (формирует кислую среду)
• H₂O (нейтральная)
• NaOH или KOH (щелочная среда).

Таблица. Продукты реакции перманганата калия в зависимости от реакционной среды.

Особенности K₂Cr₂O₇ как окислителя

Бихромат калия – один из распространенных веществ с указанными свойствами, продукты восстановления которого, так же, зависят от среды.

Таблица. Продукты реакции перманганата калия в зависимости от кислотности среды.

Химия 8 класс (Габриелян) Проверочная работа № 18

Тема: Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

ПР-18. Вариант 1

Тестовые задания с выбором одного правильного ответа

№ 1. Высшая и низшая степени окисления хлора соответственно равны
1) +7 и 0; 2) +7 и –1; 3) +3 и –5; 4) –1 и +7.

№ 2. Выберите формулу вещества, в котором фосфор проявляет степень окисления +5.
1) P₄; 2) РН₃; 3) Р₂О₅; 4) РСl₃.

№ 3. Степень окисления азота в нитрате калия равна
1) –5; 2) +3; 3) +5; 4) –3.

№ 4. Сера в степени окисления +6 может быть
1) только восстановителем
2) только окислителем
3) и окислителем, и восстановителем
4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств.

№ 5. Процесс окисления железа отражает схема
1) Fe₂O₃ —> FeO; 2) FeO —> Fe; 3) Fe —> FeCl₂; 4) FeCl₃ —> FeCl₂.

№ 6. Верны ли утверждения об окислительно-восстановительных процессах?
А. Процесс принятия электронов называется восстановлением.
Б. Реакции обмена не относятся к окислительно-восстановительным процессам.
1) верно только А; 2) верно только Б; 3) оба утверждения верны; 4) оба утверждения неверны.

№ 7. Самыми сильными восстановительными свойствами обладает металл
1) железо 2) магний 3) барий 4) алюминий.

№ 8. В химической реакции, уравнение которой Fe + CuCl₂ = Cu + FeCl₂, окислителем является
1) Cu; 2) Cu+2; 3) Fe; 4) Fe+2.

№ 9. Выберите уравнение окислительно-восстановительной реакции.
1) СаО + СO₂ = СаСО₃; 2) Cu(OH)₂ = CuО + Н₂O;
3) 2Н₂ + O₂ = 2Н₂О; 4) NaOH + НС1 = NaCl + Н₂O.

№ 10. Определите коэффициент перед формулой окислителя в уравнении окислительно-восстановительной реакции, схема которой
С + HNO₃ —> NO₂ + СO₂ + Н₂O
1) 1; 2) 2; 3) 4; 4) 6.

Тестовое задание с выбором двух правильных ответов

№ 11. Выберите верные утверждения об окислительно-восстановительных реакциях:
1) степени окисления атомов химических элементов в этих реакциях не изменяются
2) к ним относятся все реакции с участием простых веществ
3) число отданных и принятых электронов в ходе реакции может быть разным
4) реакции, в которых изменяются степени окисления атомов химических элементов, образующих исходные вещества
5) к ним относятся все реакции между сложными веществами.

Тестовое задание на соответствие

№ 12. Установите соответствие между формулой вещества и функцией этого вещества в окислительно-восстановительной реакции (ОВР).
ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА: A) S; Б) HNO₃; B) SO₂; Г) NН₃;
ФУНКЦИЯ В ОВР: 1) только окислитель; 2) только восстановитель; 3) и окислитель, и восстановитель.

Задание с развёрнутым ответом

№ 13. С помощью метода электронного баланса составьте уравнение химической реакции, схема которой
А1 + CuО —> А1₂O₃ + Cu
Укажите окислитель и восстановитель в этом процессе. Определите массу полученного оксида алюминия, если в реакцию вступил оксид меди(II) массой 48 г.

ПР-18. Вариант 4

ОТВЕТОВ НЕТ !

Химия 8 Проверочная работа 18 «Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)» по теме 5 «Химическая связь. Окислительно-восстановительные реакции» учебника химии базового уровня авторов: Габриелян, Остроумов, Сладков для 8 класса. Цитаты из учебного пособия О. С. Габриеляна и Г. Г. Лысовой (2024г.) использованы в учебных целях.

Просмотров: 35

Химия в 8 классе

Химия – это важная наука, которая исследует строение вещества, его свойства и превращения. Она является одним из предметов школьной программы и представляет интерес для множества учащихся. Однако, как и любой другой научный предмет, химия может вызывать определенные сложности у школьников.

Часто ученики сталкиваются с затруднениями в понимании основных принципов решения химических задач или в поиске подхода к уравнениям. Не все имеют возможность получить полноценное образование в этой науке из-за разных причин, таких как недостаток времени или несовершенство методов преподавания.

Уравнивание ОВР-реакций

Одним из самых сложных действий в написании ОВР является уравнивание молекул. Существует два способа: метод электронного баланса и метод электронно-ионного баланса (полуреакций).

Метод электронного баланса

Метод основан на определении баланса между количеством отданных и принятых электронов:

Al + Cu+2S+6O₄ -2 → Al+3₂(S+6O₄-2 )₃ + Cu

В ходе процесса изменяются степени окисления двух элементов – Alи Cu, с которыми работаем в первую очередь. Алюминий отдает электроны и превращается в ион Al+3. Он окисляется в ходе реакции. Ион меди, принимая два электрона, восстанавливается, степень окисления меди изменяется от +2 до 0. Изменения степеней окисления можно выразить электронными уравнениями:

Al – 3e → Al+3 (окисление)

Cu+2 + 2e → Cu(восстановление)

Количество принятых и переданных электронов должно быть одинаковым. Поэтому: умножаем цифры между собой (находим общее кратное): 3×2=6.

Если разделить общее кратное на число переданных алюминием электронов(6/3=2), то найдем коэффициент перед этой молекулой в уравнении (ставим перед Al).

То же действие позволит найти коэффициент для второго реагента: 6/2=3 (ставим перед Cu).

В результате получаем основные цифры в записи реакции:

2Al + 3CuSO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3Cu

Если в уравнении больше реагентов и продуктов, остальные находятся математическим уравниванием.

Проверку правильности коэффициентов всегда осуществляем по кислороду.

Метод полуреакций

Чтобы уравнять и написать уравнение методом полуреакций, нужно использовать определенный алгоритм:

• Записать реагенты: K₂Cr₂O₇+ H₂SO₄+ H₂S
• Определить окислитель и восстановителя
• Записывают процесс окисления и восстановления с учетов преобразования всех атомов молекул: Cr₂O₇2−+ 14H++ 6e− = 2Cr3+ + 7H₂O     * 1

H₂S − 2e− = S(т) + 2H+     * 3

• Записывают продуты образования окислителя и восстановителя с учетов коэффициентов (из формул): 2Cr3+ и S
• Сгруппировать остальные атомы в продукты (дополнительное ионное взаимодействие между средообразующей молекулой и реагентом. Чаще всего – соль): K₂SO₄
• Собирать полный процесс: K₂Cr₂O₇+ 4H₂SO₄+ 3H₂S = Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + 3S_(т) + K₂SO₄
• Проверить правильность коэффициентов по кислороду.

Наши пожелания

Химия – это не только школьный предмет, но и важный элемент нашей жизни. Знание и понимание химических процессов могут пригодиться в будущем, как в профессиональной деятельности, так и в повседневной жизни. Поэтому, мы надеемся, что наше ГДЗ поможет вам получить большие результаты в изучении химии. Развивайте свои навыки и уверенность в своих силах, и вы сможете успешно справляться с любыми трудностями, сопутствующими изучению этого предмета. Желаем вам успехов в учебе и уверены, что наш сборник ответов станет надежным помощником на вашем пути к знаниям и пониманию химических процессов.