Запитання до семінару

1. Що таке окиснення і відновлення; окисник і відновник?

2. Які є типи окисно-відновних реакцій?

3. Як розтавити коефіцієнти в окисно-відновних реакціях?

4. Наведіть приклади типових окисників та відновників у складі простих та складних речовин.

5. Що таке електроліз?

6. Які процеси відбуваються біля катода та анода в процесі електролізу розчинів та розплавів електролітів?

7. Спрогнозуйте окисно-відновні властивості елемента в сполуках: а) сульфуру: H₂SO₄; SOCl₂; SCl₂; FeS₂; Na₂S; SO₂.

8. Спрогнозуйте окисно-відновні властивості елемента в сполуках: б) хрому: Cr; CrCl₃; CrO₃; K₃Cr(OH)₆; Cr(OH)₂; (NH₄)₂Cr₂O_7.

9. Які процеси – окиснення чи відновлення – мають місце в наведених схемах: а) N₂→NH₃; б) NH₃→NO? Вкажіть ступінь окиснення Нітрогену, над стрілкою позначте кількість відданих(-) чи приєднаних (+) електронів.

10. Які процеси – окиснення чи відновлення – мають місце в наведених схемах: а) HNO₃→NO; б) N₂H₄→NO? Вкажіть ступінь окиснення Нітрогену, над стрілкою позначте кількість відданих(-) чи приєднаних (+) електронів.

11. Поясніть план підбору коефіцієнтів в окисно-відновних реакціях електронно-іонним методом.

12. Які основні правила складання електронного балансу?

13. Класифікація реакцій окиснення-відновлення.

14. Що таке ступінь окиснення?

Семінар № 5

Тема: Властивості неметалів VІІ, VІ груп.

Мета: Вивчити властивоті та способи отримання неметалів 7 групи. Вивчити будову та властивості неметалів 6 групи. Основні сполуки сульфуру, їх отримання та застосування.

Література:

1. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин. «Неорганическая химия», Л.: Химия, 1983.

2. Хомченко І.Г. «Загальна хімія», К.: Вища школа, 1993.

3. Басов В.П., Родіонов В.М. «Хімія», К.: Каравела, 2004.

Методичні вказівки.

До головної підгрупи 7 групи періодичної системи и елементів Д.І. Менделєєва входять фтор F, хлор CІ, бром Br, йод I та астат At. Загальна назва цієї групи елементів – галогени.

Електронна будова. Атом і галогени мають на останньому енергетичному рівні сім електронів: ns² np⁵. Розподіл електронів останнього (третього) енергетичного рівня атома хлору за орбіталями такий:

s p d

₁₇CІ 3

У такому електронному стані атом хлору має один неспарений електрон, за рахунок якого може утворювати одну спільну електрону пару (ковалентний зв’язок) з іншими атомом. Якщо атом, сполучений з атомом хлору має меншу електронегативність, ніж хлор (наприклад, атом Н), то спільна електронна пара зміщується до атома хлору (тобто він приймає додатковий електрон), ступінь окислення хлору при цьому дорівнює – 1. При зміщенні спільної електронної пари від хлору до атома більш електронегативного елемента (наприклад, О) електрон віддаляється від атома хлору, ступінь окислення СІ дорівнює + 1.

Галогени мають високу хімічну активність, яка послаблюється в ряду F₂ – CІ₂ ^–Br₂ – I₂.

1. Взаємодія з металами. Галогени енергійно взаємодіють з багатьма металами, утворюючи галогеніди металів, наприклад,

2Na + CІ₂ = 2NaCl

^{Хлорид натрію}

2Al +3I₂ = 2AlI₃

^{Йодид алюмінію}

2. Взаємодія з неметалами. Галогени взаємодіють з багатьма неметалами – воднем, фосфором, сіркою тощо, наприклад:

H₂ + Cl₂ = 2HCl

^{Хлороводень}

2Р + 5Br₂ = 2PBr_5.

^{Пентабромід фосфору}.

3. Взаємодія з водою. F₂ + H₂O = 2HF + O

У хлорідній воді виявляється хлороводнева HCl і хлорнуватиста HClO кислоти: Cl_{2 +}H₂O = HCl + HClO.

Бром реагує з водою аналогічно хлору, але менш активно.

4. Взаємодія з лугами. Cl₂ + 2KOH =KCl + KClO + H₂O.

Якщо розчин лугу нагріти до 100^о С, то в продуктах реакції з’явиться хлорат калію КClO₃: 3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO +3H₂O.