Окислительно-восстановительными называют реакции, в результате которых взаимодействующие химические элементы изменяют свои степени окисления путем передачи своих, или наоборот присоединения чужих электронов. Рассмотрению теоретических основ и решению практических задач в области окислительно-восстановительных реакций отведено значительное место в курсе общей химии средней школы. Для учеников очень важно овладеть навыками решения окислительно-восстановительных реакций.
Как решать окислительно-восстановительные реакцииFe + O 2 → FeO
Fe 0 + O 2 0 → Fe +3 O -2
Fe 0 - 3e → Fe +3
O 2 0 + 4e → O -2
Fe + O 2 → Fe 2 O 3
Fe 0 - 3e → Fe +3 | НОК=12 | 4
O 2 0 + 4e → O -2 | НОК=12 | 3
В нашем примере общее кратное (НОК) между участвующими в реакции электронами будет равно 12. Получим коэффициенты, разделив НОК на количество электронов и перенесем их в уравнение.
4∙Fe + 3∙O 2 = Fe 2 O 3
4∙Fe + 3∙O 2 = 2∙Fe 2 O 3
4∙Fe 0 - 4∙3e → 2∙Fe 2 +3
3∙O 2 0 + 3∙4e → 2∙O 3 -2
Количество отданных железом электронов уравнялось с количеством принятых кислородом и составило 12. Следовательно, электронный баланс достигнут подбором коэффициентов.
Что такое ОВР? Примеры таких реакций можно обнаружить не только в неорганической, но и в органической химии. В статье мы дадим определения основным терминам, используемым при разборе подобных взаимодействий. Кроме того, мы приведем некоторые ОВР, примеры и решения химических уравнений, которые помогут понять алгоритм действий.
Но вначале давайте вспомним основные определения, которые помогут разобраться в процессе:
Как разобрать уравнения ОВР? Примеры, предлагаемые выпускникам школ, предполагают расстановку коэффициентов путем электронного баланса. Приведем порядок действий:
Как выполнить задание, связанное с ОВР? Примеры, предлагаемые на выпускных экзаменах в 9 классе, не подразумевают добавления формул веществ. Ребятам, как правило, необходимо определить коэффициенты и вещества, поменявшие значения валентности.
Рассмотрим те ОВР (реакции), примеры которых предлагаются выпускникам 11-х классов. Школьники должны самостоятельно дополнить уравнение веществами и только после этого путем электронного баланса расставить коэффициенты:
H 2 O 2 + H 2 SO 4 +KMnO 4 = Mn SO 4 + O 2 + …+…
Для начала расставим в каждом соединении степени окисления. Так, в пероксиде водорода у первого элемента она соответствует +1 , у кислорода -1 . В серной кислоте следующие показатели: +1, +6, -2 (в сумме получаем нуль). Кислород является простым веществом, поэтому у него нулевой показатель степени окисления.
Электронный баланс для данного взаимодействия имеет следующий вид:
На завершающем этапе данного задания расставим коэффициенты в готовой схеме и получим:
2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 + 10KI= 2MnSO 4 + 5I 2 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O .
Данные процессы нашли серьезное применение в химическом анализе. С их помощью можно открывать и разделять различные ионы, проводить метод оксидиметрии.
Разнообразные физические и химические методы анализа основываются на ОВР. Теория кислотного и основного взаимодействия поясняет кинетику протекающих процессов, позволяет проводить по уравнениям количественные вычисления.
Для того чтобы школьники, выбравшие химию для сдачи на выпускном экзамене, успешно прошли эти испытания, необходимо отработать алгоритм уравнивания ОВР на основе электронного баланса. Учителя отрабатывают со своими воспитанники методику расстановки коэффициентов, используя при этом разнообразные примеры из неорганической и органической химии.
Задания, связанные с определением степеней окисления у химических элементов в простых и сложных веществах, а также с составлением баланса между принятыми и отданными электронами, являются обязательным элементом экзаменационных тестов на основной, общей ступени обучения. Только в случае успешного выполнения таких заданий, можно вести речь о результативном освоении школьного курса неорганической химии, а также рассчитывать на получение высокой оценки на ОГЭ, ЕГЭ.
Цель урока:
Рассмотреть сущность ОВР, повторить основные понятия о степени окисления, об окислении и восстановлении.
Оборудование и реактивы: Набор пробирок, растворы: CuSO4 , H2SO4, NaOH, H2O, Na2SO3.
Организационный момент.
Сегодня на уроке мы продолжим ознакомление с окислительно-восстановительными реакциями , закрепим знания приобретенные на предыдущих занятиях, ознакомимся с реакциями окисления-восстановления, узнаем какую роль оказывает среда на протекание окислительно-восстановительные процессы. ОВР принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. ОВ процессы сопровождают круговороты веществ в природе, с ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение, брожение, фотосинтез. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессе выплавке металлов, при электролизе, в процессах коррозии. (слайды 1-7).
Тема окислительно-восстановительные реакции не нова, учащимся предлагалось повторить некоторые понятия и умения. Вопрос к классу? Что таксе степень окисления? (без этого понятия и умения расставлять степень окисления химических элементов не возможно рассмотрение данной темы.) Учащимся предлагается определить степень окисления в следующих соединениях:KCIO3, N2, K2Cr2O7, P2O5, KH, HNO3. Проверяют свои задания с записями на доске. Во всех ли случаях происходит изменение степени окисления. Для этого мы проведем лабораторную работу (на столах инструкции по выполнению опытов, инструктаж по т.б).
Провести опыты :1. CuSO4 + 2NaOH= Na2SO4 + Cu(OH)2
CuSO4 + Fe= Cu FeSO4
Расставляют со делают записи. Вывод: не все реакции относят к ОВР. (слайд 8).
В чем же заключается суть ОВР?(слайд 9).
ОВР-представляет собой единство двух противоположных процессов окисления и восстановления. В этих реакциях число отданных электронов восстановителем равно числу электронов присоединенных окислителем. Восстановитель повышает свою степень окисления, окислитель понижает.(не случайно выбран девиз урока.)Рассмотрим химическую реакцию(она имеет большое значение с точки зрения экологии т.к. позволяет при обычных условиях собрать случайно пролитую ртуть.
Н g0 + 2Fe+3Cl3-=2Fe+2Cl2-1 + Hg+2Cl2-1
Hg0 - 2ē → Hg+2
Fe+3+ē→ Fe+2
Учащимся предлагается решить задачу. Как среда влияет на поведение одного и того же окислителя, например: KMnO4
Выполняется лабораторная работа 2 по вариантам:
2KMnO4+ 5Na2SO3 +3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 +3H2O
2KMnO4+ Na2SO3 2KOH= 2K2Mn04+Na2SO4 H2O
2KMnO4 +3Na2SO3 +H2O= 2KOH +3Na2SO4+ 2MnO2
Вывод: среда влияет на окислительные свойства веществ.(слайд 10)
KMnO4 в кислой среде-Mn+2 -бесцветный раствор.
В нейтральной среде -MnO2 -бурый осадок,
В щелочной среде -MnO4-2 -зеленого цвета.
В зависимости от РН раствора KMnO4 окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений Mn разной степени окисления.
Подводятся итоги урока. Выставляются оценки.
Рефлексия.
Класс высказывает свое мнение о работе на уроке.
Домашнее задание
Скачать презентацию к уроку по химии: «Окислительно-восстановительные реакции»
Реакции, в ходе которых элементы, входящие в состав реагирующих веществ, изменяют степень окисления, называются окислительно – восстановительными (ОВР).
Степень окисления. Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления. Степень окисления (с.о.) – это условный заряд, который приписывается атому в предположении, что все связи в молекуле или ионе предельно поляризованы. Степень окисления элемента в составе молекулы вещества или иона определяется как число электронов, смещенных от атома данного элемента (положительная степень окисления) или к атому данного элемента (отрицательная степень окисления). Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений (правил):
1. Степень окисления элементов в простых веществах, в металлах в элементном состоянии, в соединениях с неполярными связями равны нулю. Примерами таких соединений являютсяN 2 0 , Н 2 0 , Сl 2 0 ,I 2 0 , Мg 0 ,Fe 0 и т.д.
2. В сложных веществах отрицательную степень окисления имеют элементы с большей электроотрицательностью.
Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.
О -2 ClО -2 Н + Элемент ЭО
В некоторых случаях степень окисления элемента численно совпадает с валентностью (В) элемента в данном соединении, как, например, в НClО 4 .
Приведенные ниже примеры показывают, что степень окисления и валентность элемента могут численно различаться:
N ≡ N В (N)=3; с.о.(N)=0
Н + C -2 О -2 Н +
ЭО (C) = 2,5 В(С) = 4 с.о.(С) = -2
ЭО (О) = 3,5 В(О) = 2 с.о.(О) = -2
ЭО (Н) = 2,1 В(Н) = 1 с.о.(Н) = +1
3. Различают высшую, низшую и промежуточные степени окисления.
Высшая степень окисления – это ее наибольшее положительное значение. Высшая степень окисления, как правило, равна номеру группы (N) периодической системы, в которой элемент находится. Например, для элементов III периода она равна: Na +2 , Mg +2 , AI +3 , Si +4 , P +5 , S +6 , CI +7 . Исключение составляют фтор, кислород, гелий, неон, аргон, а также элементы подгруппы кобальта и никеля: их высшая степень окисления выражается числом, значение которого ниже, чем номер группы, к которой они относятся. У элементов подгруппы меди, наоборот, высшая степень окисления больше единицы, хотя они и относятся к I группе.
Низшая степень окисления определяется количеством электронов, не достающих до устойчивого состояния атома ns 2 nр 6 . Низшая степень окисления для неметаллов равна (N-8), где N – номер группы периодической системы, в которой элемент находится. Например, для неметаллов III периода она равна: Si -4 , P -3 , S -2 ,CI ˉ. Низшая степень окисления для металлов – это наименьшее ее положительное значение из возможных. Например, марганец имеет следующие степени окисления: Mn +2 , Mn +4 , Mn +6 , Mn +7 ; с.о.=+2 – это низшая степень окисления для марганца.
Все остальные встречающиеся степени окисления элемента называют промежуточными. Например, для серы степень окисления, равная +4, является промежуточной.
4. Ряд элементов проявляют в сложных соединениях постоянную степень окисления:
а) щелочные металлы – (+1);
б) металлы второй группы обеих подгрупп (за исключением Нg) – (+2); ртуть может проявлять степени окисления (+1) и (+2);
в) металлы третьей группы, главной подгруппы – (+3), за исключением Tl, который может проявлять степени окисления (+1) и (+3);
д) H + , кроме гидридов металлов (NaH, CaH 2 и т.д.), где его степень окисления равна (-1);
е) О -2 , за исключением пероксидов элементов (Н 2 О 2 , СаО 2 и т.д.), где степень окисления кислорода равна (-1), надпероксидов элементов
(КО 2 , NaO 2 и т.д.), в которых его степень окисления равна – ½, фторида
кислорода ОF 2 .
5. Большинство элементов могут проявлять разную степень окисления в соединениях. При определении их степени окисления пользуются правилом, согласно которому сумма степеней окисления элементов в электронейтральных молекулах равна нулю, а в сложных ионах – заряду этих ионов.
В качестве примера вычислим степень окисления фосфора в ортофосфорной кислоте Н 3 РО 4 . Сумма всех степеней окисления в соединении должна быть равна нулю, поэтому обозначим степень окисления фосфора через Х и, умножив известные степени окисления водорода (+1) и кислорода (-2) на число их атомов в соединении, составим уравнение: (+1)*3+Х+(-2)*4 = 0, из которого Х = +5.
Вычислим степень окисления хрома в дихромат – ионе (Cr 2 О 7) 2- .
Сумма всех степеней окисления в сложном ионе должна быть равна (-2), поэтому обозначим степень окисления хрома через Х, составим уравнение 2Х +(-2)*7 = -2, из которого Х = +6.
Понятие степени окисления для большинства соединений имеет условный характер, т.к. не отражает реальный эффективный заряд атома. В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного
1 -1 +2 -1 +3 -1
атома к другому: NaI ,MgCI 2 , AIF 3 . Для соединения с полярной ковалентной связью фактический эффективный заряд меньше степени окисления, однако это понятие весьма широко используется в химии.
Основные положения теории ОВР:
1. Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Частицы, отдающие электроны, называют восстановителями; во время реакции они окисляются, образуя продукт окисления. При этом элементы, участвующие в окислении, повышают свою степень окисления. Например:
AI – 3e - AI 3+
H 2 – 2e - 2H +
Fe 2+ - e - Fe 3+
2. Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Частицы, присоединяющие электроны, называютокислителями; во время реакции они восстанавливаются, образуя продукт восстановления. При этом элементы, участвующие в восстановлении, понижают свою степень окисления. Например:
S + 2e - S 2-
CI 2 + 2e - 2 CI ˉ
Fe 3+ + e - Fe 2+
3.Вещества, содержащие частицы восстановители или окислители, соответственно называют восстановителями или окислителями. Например, FeCI 2 является восстановителем за счет Fe 2+ , а FeCI 3 - окислителем за счет Fe 3+ .
4. Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением. Таким образом ОВР представляют собой единство двух противоположенных процессов – окисления и восстановления
5. Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. На последнем правиле базируются два метода составления уравнений для ОВР:
1. Метод электронного баланса.
Здесь подсчет числа присоединяемых и теряемых электронов производится на основании значений степеней окисления элементов до и после реакции. Обратимся к простейшему примеру:
Na 0 + Cl Na + Cl
2Na 0 – eˉ Na + - окисление
1 Cl 2 + 2eˉ 2 Cl - восстановление
2 Na + Cl 2 = 2Na + + 2Cl
2 Na + Cl 2 = 2NaCl
Данный метод используют в том случае, если реакция протекает не в растворе (в газовой фазе, реакции термического разложения и т.д.).
2. Метод ионно-электронный (метод полуреакций).
Данный метод учитывает среду раствора, дает представление о характере частиц реально существующих и взаимодействующих в растворах. Остановимся на нем более подробно.
Алгоритм подбора коэффициентов ионно-электронным методом:
1. Составить молекулярную схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции.
2. Составить полную ионно-молекулярную схему реакции, записывая слабые электролиты, малорастворимые, нерастворимые и газообразные вещества в молекулярном виде, а сильные электролиты – в ионном.
3. Исключив из ионно-молекулярной схемы ионы, не изменяющиеся в результате реакции (без учета их количества), переписать схему в кратком ионно-молекулярном виде.
4. Отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окисления; найти окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления.
5. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления, для этого:
а) указать восстановитель и продукт окисления, окислитель и продукт восстановления;
б) уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций (выполнить баланс по элементам) в последовательности: элемент, изменяющий степень окисления, кислород, другие элементы; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы Н 2 О, ионы Н + или ОН – в зависимости от характера среды:
в) уравнять суммарное число зарядов в обеих частях полуреакций; для этого прибавить или отнять в левой части полуреакций необходимое число электронов (баланс по зарядам).
6. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа отданных и полученных электронов.
7. Найти основные коэффициенты при каждой полуреакции. Для этого полученное в п.6 число (НОК) разделить на число электронов, фигурирующих в данной полуреакции.
8. Умножить полуреакции на полученные основные коэффициенты, сложить их между собой: левую часть с левой, правую – с правой (получить ионно-молекулярное уравнение реакции). При необходимости “привести подобные” ионы с учетом взаимодействия между ионами водорода и гидроксид-ионами: H + +OH ˉ= H 2 O.
9. Расставить коэффициенты в молекулярном уравнении реакции.
10. Провести проверку по частицам, не участвующим в ОВР, исключенным из полной ионно-молекулярной схемы (п.3). При необходимости коэффициенты для них находят подбором.
11. Провести окончательную проверку по кислороду.
1. Кислая среда.
Молекулярная схема реакции:
KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 MnSO 4 + NaNO 3 + H 2 O + K 2 SO 4
Полная ионно-молекулярная схема реакции:
K + +MnO+ Na + +NO+2H + + SO Mn 2+ + SO+ Na + + NO+ H 2 O + 2K + +SO.
Краткая ионно-молекулярная схема реакции:
MnO+NO+2H + Mn 2+ + NO+ H 2 O
ок-ль в-ль продукт в-ния продукт ок-ия
В ходе реакции степень окисления Mn понижается от +7 до +2 (марганец восстанавливается), следовательно, MnО– окислитель;Mn 2+ - продукт восстановления. Степень окисления азота повышается от +3 до +5 (азот окисляется), следовательно, NO– восстановитель, NO – продукт окисления.
Уравнения полуреакций:
2MnO + 8 H + + 5e - Mn 2+ + 4 H 2 O - процесс восстановления
10 +7 +(-5) = +2
5 NO + H 2 O – 2e - NO + 2 H + - процесс окисления
2MnO+ 16H + + 5NO+ 5H 2 O = 2Mn 2+ +8H 2 O + 5NO + 1OH + (полное ионно-молекулярное уравнение).
В суммарном уравнении исключаем число одинаковых частиц, находящихся как в левой, так и в правой частях равенства (приводим подобные). В данном случае это ионы Н + и Н 2 О.
Краткое ионно-молекулярное уравнение будет иметь вид
2MnO + 6H + + 5NO 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5NO.
В молекулярной форме уравнение имеет вид
2KMnO 4 + 5 NaNO 2 + 3 H 2 SO 4 = 2MnSO 4 +5NaNO 3 + 3H 2 O + K 2 SO 4 .
Проверим баланс по частицам, которые не участвовали в ОВР:
K + (2 = 2), Na + (5 = 5), SO(3 = 3). Баланс по кислороду: 30 = 30.
2. Нейтральная среда.
Молекулярная схема реакции:
KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O MnO 2 + NaNO 3 + KOH
Ионно-молекулярная схема реакции:
K + + MnO+ Na + + NO+ H 2 O MnO 2 + Na + + NO+ K + + OH
Краткая ионно-молекулярная схема:
MnO+ NO+ H 2 O MnO 2 + NO+ OH -
ок-ль в-ль продукт в-ния продукт ок-ия
Уравнения полуреакций:
2MnO+ 2H 2 O+ 3eˉ MnO 2 +4OH-процесс восстановления
6 -1 +(-3) = -4
3 NO+H 2 O– 2eˉ NO+ 2H + - процесс окисления
Назад
Вперёд
Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.
Учебник: Рудзитис Г.Е, Фельдман Ф.Г. Химия: учебник для 9 класса общеобразовательных учреждений / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 12-е изд. – М.: Просвещение, ОАО “Московские учебники”, 2009. – 191 с
Цель: сформировать представление учащихся о окислительно-восстановительных процессах, их механизме
Ожидаемые результаты
Предметные:
В ходе работы учащиеся
приобретут
овладеют научным подходом к составлению уравнению окислительно-восстановительных реакций
Метапредметные
В ходе работы учащиеся смогут
Личностные
В ходе работы учащиеся приобретут
2.1. Химическая реакция. Условия и признакипротекания химических реакций. Химическиеуравнения.
2.2. Классификация химических реакций по изменению степеней окисления химических элементов
2.6. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель.
Умения и виды деятельности, проверяемые КИМ ГИА
Знать/понимать
1.2.1. характерные признаки важнейших химических понятий
1.2.2. о существовании взаимосвязи между важнейшими химическими понятиями
Составлять
2.5.3. уравнения химических реакций.
Форма проведения: урок с использованием ИКТ, включением парных, индивидуальных форм организации учебно-познавательной деятельности учащихся.
Продолжительность учебного занятия: 45 минут.
Использование педагогических технологий: метод эвристического обучения, обучение в сотрудничестве
Ход урока
I. Проблематизация, актуализация, мотивация – 10 мин.
Фронтальная беседа
На доске учащимся предлагается расставить степени окисления в следующих веществах:
Сl 2 O 7 , SO 3 , H 3 PO 4 , P 2 O 5 , Na 2 CO 3 , CuSO 4 , Cl 2 , HClO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , Cr 2 (SO 4) 3 , Al(NO 3) 3, CaSO 4 ,
NaMnO 4 , MnCl 2 , HNO 3 , N 2 , N 2 O, HNO 2 , H 2 S, Ca 3 (PO 4) 2
II. Изучение нового материала. Объяснение учителя. 15 мин.
Основные понятия (слайд 2):
Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, в которых изменяются степени окисления двух элементов, один из которых является восстановителем, а другой – окислителем
Восстановитель – это тот элемент, который в процессе реакции отдает электроны, и сам при этом окисляется
Окислитель – это тот элемент, который в процессе реакции принимает электроны, и сам при этом восстанавливается
Правила составления окислительно-восстановительных уравнений (слайд 3)
1. Запишем уравнение реакции (слайд 4).
CuS+HNO 3 ->Cu(NO 3) 2 + S + NO+H 2 O
2. Расставим степени окисления всех элементов
Cu +2 S -2 +H +1 N +5 O -2 3 -> Cu +2 (N +5 O -2 3) -1 2 + S 0 + N +2 O -2 +H +1 2 O -2
3. Выделим элементы, которые поменяли степени окисления
Cu +2 S -2 +H +1 N +5 O -2 3 -> Cu +2 (N +5 O -2 3) -1 2 + S 0 + N +2 O -2 +H +1 2 O -2
Видим, что в результате реакции поменяли степени окисления два элемента –
4. Выпишем те элементы, которые поменяли степени окисления и покажем переход электронов (слайд 5.)
CuS -2 +HN +5 O 3 -> Cu(N +5 O 3) 2 + S 0 + N +2 O+H 2 O
S -2 - 2e S 0
5. Составим электронный баланс, найдем коэффициенты
6. Подставим в уравнение коэффициенты, найденные в балансе (коэффициенты ставятся у веществ, элементы в которых поменяли степень окисления) (слайд 6).
CuS -2 +HN +5 O 3 -> Cu(N +5 O 3) 2 + 3 S 0 + 2 N +2 O+H 2 O
7. Доставим недостающие коэффициенты методом уравнивания
3CuS -2 +8HN +5 O 3 -> 3Cu(N +5 O 3) 2 + 3S 0 + 2N +2 O+4H 2 O
8. По кислороду проверим правильность составления уравнения (слайд 7).
До реакции кислорода 24 атома = После реакции кислорода 24 атома
9. Выдели окислитель и восстановитель и процессы – окисления и восстановления
S -2 (в CuS) является восстановителем, т.к. отдает электроны
N +5 (в HNO 3) является окислителем, т.к. отдает электроны
III. Закрепление изученного материала (25 мин)
Учащимся предлагается выполнить задание в парах.
Задание 1. 10 мин. (слайд 8)
Учащимся предлагается составить уравнение реакции в соответствии с алгоритмом.
Mg+H 2 SO 4 -> MgSO 4 + H 2 S + H 2 O
Проверка задания
4Mg 0 +5H 2 +1 S +6 O 4 -2 -> 4Mg +2 S +6 O 4 -2 + H 2 +1 S -2 + 4H 2 +1 O -2
Переход е – | Число электронов | НОК | Коэффициенты |
2 | 4 | ||
1 |
Задание 2. 15 мин. (слайды 9, 10)
Учащимся предлагается выполнить тест (в парах). Задания теста проверяются и разбираются на доске.
Вопрос № 1
Какое уравнение соответствует окислительно-восстановительной реакции?
Вопрос № 2
В уравнении реакции 2Al + 3Br 2 =2AlBr 3 коэффициент перед формулой восстановителя равен
Вопрос № 3
В уравнении реакции 5Сa + 12HNO 3 = 5Ca(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O окислителем является
Вопрос № 4
Какая из предложенных схем будет соответствовать восстановителю
Вопрос № 5
В уравнении реакции 2SO 2 + O 2 -> 2 SO 3 сера
Вопрос № 6
Какой элемент является восстановителем в уравнении реакции
2KClO 3 -> 2KCl + 3O 2
Вопрос № 7
Схема Br -1 -> Br +5 соответствует элементу
Вопрос № 8
Соляная кислота является восстановителем в реакции
Ответы на вопросы теста .
номер вопроса 1 2 3 4 5 6 7 8 ответ 3 1 3 2 1 3 2 1
Домашнее задание: параграф 5 упр. 6,7,8 стр. 22 (учебник).