Варіант і 1. установіть відповідність. 1. cuso4 + 2naoh → cu(oh)2 +na2 so4 а. розклад 2. 2ca + o 2 → 2cao б. сполучення 3. 2kclo3 → 2kcl +3o2 в. заміщення 4. cuso4 + fe → feso4 +cu г. обмін 2. укажіть рівняння ендотермічних реакцій: а) ch4 + 2o2 → co2 + h2o; ∆h = −891 кдж б) caco3 → cao + co2; ∆h = +178 кдж в) mno2 + 2c → mn + 2co; ∆h = +293 кдж г) s + fe → fes; ∆h = −95, 3 кдж 3. виберіть сполуку, в якій нітроген проявляє лише окисні властивості: а) nh3; б) hno3; в) hno2; г) no2. 4. речовина, що приєднує електрони в окисно-відновній реакції, називається: а) відновником; б) ізотопом; в) окисником; г) приймачем. 5. теплота, що виділяється або поглинається в процесі хімічної реакції, називається… 6. дано систему: h2 + cl2 ↔ 2hcl збільшення концентрації водню в системі: а) змістить рівновагу вліво; б) змістить рівновагу вправо; в) не вплине на зсув рівноваги. 7. розставте коефіцієнти в рівнянні реакції методом електронного , укажіть окисник і відновник: ca + hno3 → ca(no3)2 + n2 + h2o 8. обчисліть, у скільки разів збільшиться швидкість реакції внаслідок підвищення температури на 30°с, якщо температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2. 9. обчисліть середню швидкість реакції, якщо за 5 хвилин концентрація однієї з вихідних речовин змінилася з 0, 068 до 0, 064 моль/л. обчисліть об’єм вуглекислого газу, що утвориться в результаті дії сульфатної кислоти на розчин калій карбонату масою 110 г з масовою часткою солі 25 %. варіант іі 1. установіть відповідність. 1) fe2o3 + 3h2 → 2fe + 3h2o а. розклад 2) feso4 + 2koh → k2so4 +fe(oh)2 б. сполучення 3) 2fe(oh)3 → fe2 o3 + 3h2o в. заміщення 4) 2mg + o 2 → 2mgo г. обмін 2. укажіть рівняння ендотермічної реакції: а) 2kno3 → 2kno2 + 3o2; ∆h = +255 кдж б) 2mg + co2 → 2mgo +o2; ∆h = −829 кдж в) 4р +5o2 → 2p2o5; ∆h = −3010 кдж г) сн4 + h2 → c2h6; ∆h = −137, 8 кдж 3. виберіть сполуку, в якій сульфур проявляє тільки відновні властивості: а) h2 so4; б) so3; в) so2; г) h2s. 4. до факторів, що прискорюють хімічну реакцію, належать: а) підвищення температури; б) зміна забарвлення; в) подрібнення; г) поява запаху. 5. реакція, у результаті якої тепло виділяється, називається… 6. дано систему: 3h2 + n2 ↔ 2h3n зменшення тиску в системі: а) змістить рівновагу вліво; б) змістить рівновагу вправо; в) не вплине на зсув рівноваги. 7. розставте коефіцієнти в рівнянні реакції методом електронного , укажіть окисник і відновник: mg + h2 so4 → mg2so4 + s + h2o 8. обчисліть, на скільки градусів потрібно підвищити температуру, щоб швидкість реакції зросла в чотири рази, якщо температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2. 9. через 25 с після початку реакції концентрація однієї з вихідних речовин становила 0, 5 моль/л, а через 50 с стала 0, 1 моль/л. обчисліть середню швидкість реакції. 10. обчисліть масу осаду, що утвориться внаслідок дії достатньої кількості аргентум нітрату на 200 г розчину кальцій хлориду з масовою часткою 15 %.

Варіант І
1. Установіть відповідність.
1. CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 +Na2 SO4    Г.Обмін 
2. 2Ca + O 2 → 2CaO                                      Б. Сполучення
3. 2KClO3 → 2KCl +3O2                                 А. Розклад
4. CuSO4 + Fe → FeSO4 +Cu                        В. Заміщення
2. Укажіть рівняння ендотермічних реакцій:

б) CaCO3 → CaO + CO2; ∆H = +178 кДж
в) MnO2 + 2C → Mn + 2CO; ∆H = +293 кДж

3. Виберіть сполуку, в якій Нітроген проявляє лише окисні властивості:

б) HNO3;

4. Речовина, що приєднує електрони в окисно-відновній реакції, називається:
; в) окисником; 

5. Теплота, що виділяється або поглинається в процесі хімічної реакції, називається…ТЕПЛОВИЙ ЕФЕКТ РЕАКЦІЇ

6. Дано систему:
H2 + Cl2 ↔ 2HCl
Збільшення концентрації водню в системі:  б) змістить рівновагу вправо; 

7. Розставте коефіцієнти в рівнянні реакції методом електронного балансу, укажіть окисник і відновник:

Ca⁰ + HN⁺⁵O3 → Ca⁺²(NO3)2 + N2⁰ + H2O
Ca⁰ -2e⁻ → Ca⁺²    2           5
                                    10
2N⁺⁵+ 2x5→  N2⁰ 10         2
Ca⁰ відновник
                                  
2N⁺⁵ окисник

5Ca + 12HNO3 = 5Ca(NO3)2 + N2 + 6H2O

8. Обчисліть, у скільки разів збільшиться швидкість реакції внаслідок підвищення температури на 30°С, якщо температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2.    В три раза

9. Обчисліть середню швидкість реакції, якщо за 5 хвилин концентрація однієї з вихідних речовин змінилася з 0,068 до 0,064 моль/л.  ν=0,000013
Обчисліть об’єм вуглекислого газу, що утвориться в результаті дії сульфатної кислоти на розчин калій карбонату масою 110 г з масовою часткою солі 25 %.

                0,2                        x                    

H2SO4+K2CO3=K2SO4+CO2+H2O

                1                          1                    

 

m(K2CO3)=m(р-ра)хω=110х0,25=27,5 г.

n(K2CO3)=m/M=27,5÷138=0,2 моль

n(CO2)=x=0,2х1÷1=0,2моль

V(CO2)=Vmхn=22,4л./моль×0,2моль=4,48л.

ответ: 4,48л. 

Варіант ІІ
1. Установіть відповідність.
1) Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O             В. Заміщення
2) FeSO4 + 2KOH → K2SO4 +Fe(OH)2 Г. Обмін
3) 2Fe(OH)3 → Fe2 O3 + 3H2O             А. Розклад
4) 2Mg + O 2 → 2MgO                           Б. Сполучення

2. Укажіть рівняння ендотермічної реакції:
а) 2KNO3 → 2KNO2 + 3O2; ∆H = +255 кДж
г) СН4 + H2 → C2H6; ∆H = −137,8 кДж

3. Виберіть сполуку, в якій Сульфур проявляє тільки відновні властивості:
 г) H2S.

4. До факторів, що прискорюють хімічну реакцію, належать:
а) підвищення температури;
в) подрібнення;

5. Реакція, у результаті якої тепло виділяється, називається екзотермична

6. Дано систему:
3H2 + N2 ↔ 2H3N
Зменшення тиску в системі:
а) змістить рівновагу вліво;

7. Розставте коефіцієнти в рівнянні реакції методом електронного балансу, укажіть окисник і відновник:
Mg⁰ + H2 S⁺⁶O4 → Mg⁺²SO4 + S⁰ + H2O
Mg⁰ -2e⁻ → Mg⁺² 2    3
                               6      
 S⁺⁶+6e⁻ →  S⁰   6     1
Mg⁰відновник
S⁺⁶окисник
3Mg + 4H2SO4 = 3MgSO4 + S + 4H2O

8. Обчисліть, на скільки градусів потрібно підвищити температуру, щоб швидкість реакції зросла в чотири рази, якщо температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2.

Якщо температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2, то це означає, що при підвищені температури на кожні 10⁰С, швидкість хімічної реакції збільшується у 2 рази, тобто, щоб швидкість реакції зросла в чотири рази треба температуру підвищити на 20⁰С. 

9. Через 25 с після початку реакції концентрація однієї з вихідних речовин становила 0,5 моль/л, а через 50 с стала 0,1 моль/л. Обчисліть середню швидкість реакції.

10. Обчисліть масу осаду, що утвориться внаслідок дії достатньої кількості аргентум нітрату на 200 г розчину кальцій хлориду з масовою часткою 15 %.

СaCl2 + 2AgNO3 = Ca(NO3)2 + 2AgCl↓ 

m(CaCl2) = 200г x.0.15 = 30г.
M(CaCl2)=40+71=111г./моль 
n(CaCl2) = m/M =30г.÷111г./моль=  0,27моль 
n(AgCl) = 2n(CaCl2) = 0,54моль
М(AgCl)=108+35,5=143,5г./моль 
m(AgCl) = Mxn =143,5г/моль× 0,54моль = 77,49г.

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, ОВР, редокс (от англ. redox ← reduction-oxidation — окисление-восстановление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.
Содержание [убрать]
1 Описание
1.1 Окисление
1.2 Восстановление
1.3 Окислительно-восстановительная пара
2 Виды окислительно-восстановительных реакций
3 Примеры
3.1 Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором
3.2 Окисление, восстановление
4 См. также
5 Ссылки
[править] Описание

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.
[править] Окисление
Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.
При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.
В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и ра на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы) . При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.
Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:
окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.
[править] Восстановление
Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.
При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.
Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:
восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель.
Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.
[править] Окислительно-восстановительная пара
Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.
В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, т. е. восстановлением, другая — с отдачей электронов, т. е. окислением.

В результате взаимодействия иодоводорода с серной кислотой (HI + H2SO4 = ?) происходит образование свободного йода, воды и выделение газа – сероводорода. Молекулярное уравнение реакции имеет вид:

[8HI + H_2SO_4 \rightarrow 4I_2 + H_2S + 4H_2O.\]

Запишем ионные уравнения, учитывая, что вещества, газы и вода на ионы не распадаются, т.е. не диссоциируют.

[ 8H^{+} + 8I^{-} + 2H^{+} + SO_4^{2-} \rightarrow 4I_2 + H_2S + 4H_2O;\]

[ 10H^{+} + 8I^{-} + SO_4^{2-} \rightarrow 4I_2 + H_2S + 4H_2O.\]

Первое уравнение называют полным ионным, а второе – сокращенным ионным.

Сероводород в обычных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка. Он немного тяжелее воздуха и горит голубоватым пламенем, образуя диоксид серы и воду:

[2H_2S + 3O_2 \rightarrow 2H_2O + 2SO_2.\]

Сероводород легко воспламеняется; смесь его с воздухом взрывает. Очень ядовит. При 20^{0}C один объем воды растворяет 2,5 объема сероводорода. Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой.

Сероводород – сильный восстановитель. При действии сильных окислителей он окисляется до диоксида серы или до серной кислоты; глубина окисления зависит от условий: температуры, рН раствора, концентрации окислителя. Например, реакция с хлором обычно протекает до образования серной кислоты:

[H_2S + 4Cl_2 + 4H_2O \rightarrow H_2SO_4 + 8HCl.\]

Средние соли сероводорода называют сульфидами.

При высокой температуре сера взаимодействует с водородом, образуя газ сероводород.

Практически сероводород обычно получают действием разбавленных кислот на сернистые металлы, например на сульфид железа:

[FeS + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2S.\]