Технологическая карта урока "Окислительно – восстановительные реакции", 11 класс
план-конспект урока по химии (11 класс)

1. Муниципальное общеобразовательное учреждение средняя общеобразовательная школа с углубленным изучением отдельных предметов  № 68 г. Липецка.
2. Потапова Елена Константиновна
3. Химия.
4. Химия- 11, профильный.
5. Габриелян О.С.

     6.   Тема урока: Окислительно – восстановительные реакции (90 минут) + урок- упражнение на отработку умений составлять уравнения ОВР в разных средах и с участием разных органических и неорганических веществ.

Эпиграф: ты –мне, я – тебе.

      7. Задачи:

      8. Оборудование: презентация Power Point, Лист индивидуальной работы  для каждого обучающегося (Приложение 7), таблица «Типичные окислители и восстановители» (Приложение 1), алгоритмы расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР методами электронного и электронно – ионного баланса (Приложение 4 и Приложение 5) , таблица  «Стандартные окислительно- восстановительные потенциалы» (Приложение 3), справочный материал «Возможность протекания ОВР» (Приложение 2) и «Влияние среды на протекание ОВР» (Приложение 6 ), для лабораторного опыта на столах обучающихся: 3 пробирки с раствором перманганата калия (по 1 мл), раствор сульфита  калия, концентрированный раствор гидроксида калия, раствор серной кислоты, для демонстрационного эксперимента: растворы сульфата меди (II) и сульфата железа (II), медная проволока, железный гвоздь (или скрепка канцелярская) на нитке, 2 демонстрационные пробирки.

       9. Ход урока.

1. Оргмомент.
2. Вызов (мотивация). 

Учитель: обсуждая на предыдущих уроках классификацию химических реакций, мы называли несколько признаков классификации. Перечислите их, пожалуйста.

Сегодня мы поведем речь о процессах, очень распространенных в природе и в хозяйственной жизни человека, все они могут быть отнесены к одной из выделенных нами групп химических реакций. Сейчас на слайдах вы увидите целый калейдоскоп этих процессов. Чтобы сформулировать тему нашего урока, вы должны будете определить, к какой группе химических реакций их можно отнести. (Слайды 1-6).

     С этими реакциями связаны процессы обмена, протекающие в живом    

     организме, гниение и брожение, фотосинтез. Эти явления

    сопровождают круговорот веществ в природе. Их можно

     наблюдать при сгорании топлива, в процессе коррозии материалов, при

     выплавке металлов и электролизе. С их помощью получают многие

     вещества в химической промышленности.

     К какой группе химических реакций вы отнесете перечисленные явления?            

     На последнем из представленных слайдов -7 – уравнения перечисленных    

     процессов. Возможно, они станут для вас подсказкой. А может,    

     подсказкой станет выражение «Ты – мне, я - тебе», которое я выбрала

     эпиграфом урока.

3. Итак, предмет сегодняшнего разговора – окислительно-

восстановительные реакции (слайд8). Сформулируйте тему урока (слайд 9), наши задачи. (Слайд 10). Запишите тему урока в Листе индивидуальной работы.

4. Актуализация знаний (пробное учебное действие).

ОВР широко распространены в природе и хозяйственной деятельности человека, поэтому и в школьной    химии мы сталкиваемся с ними очень часто. Что нам уже известно об окислительно – восстановительных реакциях?

Работа с определениями – основными понятиями теории ОВР:      окислительно- восстановительные реакции, степень окисления, правила определения степеней окисления в веществах,

     электроотрицательность, окислитель, восстановитель, окисление,

     восстановление, типичные окислители и восстановители, правила      

     определения функции соединения в ОВР, классификация ОВР.    

     Фронтальная беседа  (опорные понятия перечислены в тексте слайдов

     11- 15),

     самостоятельная работа в Рабочем листе с самопроверкой по тексту      

     слайда 14 (определение процессов окисления и восстановления,

     классификация ОВР).

  5.Постановка проблемы.

     Итак, подведем первые итоги: если есть окислитель и восстановитель,

     протекают процессы восстановления и окисления. Подтвердим

      утверждение экспериментально.

     Демонстрационный опыт: в раствор сульфата меди (II) погружаем

     железный гвоздь или канцелярскую скрепку, в раствор сульфата железа

     (II) – медную проволоку. Обсуждаем результаты эксперимента.        

     Окислительно- восстановительная реакция протекает между    

     любой  парой окислитель – восстановитель? Каковы условия

     осуществления ОВР? – проблема этапа урока.

5. Какие знания нужны для решения этой проблемы? («добывание»

нового знания).

     Какими свойствами, характеристиками отличаются друг от друга        

     разные окислители и восстановители? Чтобы ответить на этот вопрос,

     обратимся к справочным материалам. Самостоятельная работа

     обучающихся с текстом «Возможность протекания окислительно-

     восстановительных реакций» (Приложение 2). Задания к тексту:

     1. Какая физическая величина является количественной характеристикой

         окислительно- восстановительного процесса?

     2. Как обозначается и в каких единицах измеряется стандартный

         окислительно- восстановительный (электродный) потенциал?

     3. Как можно использовать значения окислительно- восстановительных

         потенциалов?

     4. Что является условием протекания ОВР?

    7. Применение полученных знаний для выполнения упражнений

       (первичное закрепление).

      На слайде 16 представлены два уравнения ОВР. Используя величины

       окислительно- восстановительных потенциалов предскажите протекания

       одной из них. Ответ обоснуйте. Самостоятельная работа обучающихся

       в  Листе индивидуальной работы (с самопроверкой по образцу на

       слайде 17).    

       Задания аналогичные, работаете самостоятельно с самопроверкой по

       слайду. Какая часть работы вызвала затруднения?

     8. Актуализация знаний о составлении уравнений ОВР.

     Какие еще знания нужны, чтобы отражать окислительно-

     восстановительные процессы уравнениями?- Способы расстановки

     коэффициентов, электронный баланс. Приемов расстановки

     коэффициентов вам известно два (слайд 18), сейчас вы можете

     использовать любой для составления уравнения:

          Na + H2SO4 (конц)🡪Na2SO4 + H2S+H2O.

Чем вы руководствовались, когда выбирали прием работы? Каковы особенности каждого приема? Ответы на эти вопросы обобщает один из школьников или учитель:

1. Метод ЭБ (слайд 19) основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов, смещенных от восстановителя к окислителю.
2. Метод ЭБ применяется для составления УХР, протекающих в любых фазах. В этом универсальность и удобство метода.
3. Недостаток метода ЭБ – при выражении сущности реакций, протекающих в растворах, не отражается существование реальных частиц.
4. Метод ЭИБ (слайд 20) основан на составлении ионно- электронных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц и последующим суммированием их в общее уравнение.
5.  Метод ЭИБ применяется для выражения сущности окислительно- восстановительных реакций, протекающих только в растворах.
6. Достоинство метода ЭИБ – в электронно- ионных уравнениях полуреакций записываются ионы, реально существующие в водном растворе, а не условные частицы. Понятие «степень окисления» не используется, что особенно важно в случае ОВР, протекающих с участием органических соединений, для которых подчас очень сложно определить степень окисления. При использовании этого метода не нужно знать все вещества, они определяются при выводе уравнения реакции, видна роль среды как активного участника всего процесса. 

     Правила расстановки коэффициентов обоими приемами напоминают

     алгоритмы – Приложения 4 и 5, а также слайды нашей презентации.

9. Этап включения нового знания в систему знаний.

Сейчас вам предстоит самостоятельно расставить коэффициенты в 4 уравнениях ОВР, выбрав оптимальный метод. Работа в Листах индивидуальной работы. (слайд 21)

10. Постановка новой проблемы.  Итак, мы выяснили, что для осуществления ОВР необходимы окислитель и восстановитель, причем потенциал окислителя должен быть больше восстановителя, повторили правила составления схем ОВР, расставления в них коэффициентов. Например, обязательно должны прореагировать растворы перманганата калия и сульфита калия (уточнить, почему реакция возможна). Убедимся в этом на опыте.

   Лабораторная работа. В три пробирки налить по 3-4 мл раствора перманганата калия, затем в первую добавить равный объем кислоты, во вторую – 10 капель концентрированного раствора гидроксида калия. Теперь в каждую пробирку прилить по 5-6 капель раствора сульфита калия. Отметьте изменения: в первой пробирке обесцвечивание раствора, во второй – изменение окраски раствора на изумрудно- зеленую, в третьей пробирке – выпадение осадка бурого цвета.

 Почему в каждой из трех пробирок взаимодействие одних и тех же окислителя и восстановителя привело к образованию разных продуктов?

11. «Добывание» нового знания.

Какие знания необходимы для решения поставленной проблемы? Внимательно проанализируйте, чем отличались условия проведения эксперимента в трех случаях. Изучите материал Приложения 6 «Влияние среды на окислительно- восстановительные реакции», выясните, каким образом среда влияет на изменение степени окисления марганца в перманганат – анионе (самостоятельная работа с текстом), результаты работы оформите в Листе индивидуальной работы.

12. Применение новых знаний для решения проблемы.

А теперь согласно схеме на слайде запишем уравнения реакций взаимодействия перманганата калия и сульфита калия в разных средах.

Продукты реакций обсуждаем и записываем вместе с учителем (слайд 22), расстановку коэффициентов школьники выполняют самостоятельно, проверяем по образцу на слайдах 23-24.

Самостоятельная работа с текстом предполагала изучение изменения степеней окисления атомов не только для  перманганат – аниона, но и для других известных окислителей, например, дихромат- аниона и перекиси водорода (слайд 25).

13. Подведение итогов работы, рефлексия.  

 Урок подходит к концу, пора подводить итоги сегодняшней работы. Итак, перед нами стояли задачи: (слайд 26). Мы выполнили эти задачи?

Насколько успешно для каждого из вас прошло повторение сегодня, поможет оценить таблица  в Листе индивидуальной работы (за каждую позицию поставьте себе оценку по пятибалльной шкале):

Много ли «2»? Какие позиции для вас оказались самыми сложными? На какие вопросы надо будет обратить внимание на последующих уроках? Естественно,  расстановка коэффициентов в уравнениях ОВР, протекающих в разных средах с участием неорганических и органических веществ, требует многократного повторения, тренировок. Мы будем выполнять такие упражнения на следующем уроке, а начать нужно будет дома. Домашнее задание.  1. Для 3-4 схем, представленных в последнем задании Листа индивидуальной работы, составить уравнения ОВР, выбрать оптимальный прием расстановки коэффициентов. (слайды 27-28). 2. Для выполнения контрольных тестов на следующем уроке повторите определения понятий теории ОВР.

 3. Мы говорили сегодня о распространенности ОВР в природе и хозяйственной деятельности человека, и я хочу предложить вам опережающее домашнее задание к уроку, посвященному разнообразию ОВР – провести небольшие исследования и приготовить презентации с рабочими названиями (слайд 29):

1. ОВР в органической химии.
2. Коррозия: в царстве рыжего дьявола.
3. Электролиз.
4. Химчистка на дому.
5. ОВР и живая клетка.

Отметки за этот урок учитель может поставить после проверки Листов индивидуальной работы.

 Учитель благодарит ребят за работу.

Приложение 1

Важнейшие окислители и восстановители

Важнейшие окислители и восстановители

Приложение 2

Возможность осуществления

окислительно- восстановительных реакций.

Количественной характеристикой окислительной и восстановительной силы веществ являются окислительно- восстановительные потенциалы (φ). Значения окислительно- восстановительных потенциалов приведены в справочной литературе (см. Приложение 3). Чем больше эта величина, тем более сильным окислителем является окисленная форма элемента, соответственно, восстановительная сила восстановленной формы мала. И наоборот, те пары, у которых  окислительно- восстановительный потенциал более отрицательный более отрицателен, являются хорошими восстановителями в низших степенях окисления.

 Самым сильным окислителем, не считая электрического тока на аноде, является молекулярный фтор (φ = +2,85 В), а самым активным восстановителем, не считая электрического тока на катоде, литий (φ = - 2, 93В).

В соответствии с Европейским соглашением о знаках потенциалов рассматриваются только полуреакции восстановления, поэтому каждая полуреакция характеризуется одной величиной стандартного потенциала. А если протекает противоположный процесс окисления, то знак потенциала меняется на противоположный.

 Как можно использовать значения окислительно- восстановительных потенциалов?

 Они, во- первых, показывают возможность протекания ОВР. Для того, чтобы ОВР протекала достаточно полно, необходимо, чтобы потенциал окислителя был больше потенциала восстановителя.

 Например, способна ли медь вытеснять железо из раствора сульфата железа (II) по схеме: Cu + FeSO4 🡪 Fe + CuSO4 ?

 Такой процесс невозможен, поскольку окислительно- восстановительный потенциал пары Fe2+/ Fe0 (φ= - 0, 473 В) меньше, чем пары  Cu2+/ Cu0 (φ=

+0, 345 В ). А вот в обратном направлении реакция протекает: Fe + CuSO4 🡪 Cu + FeSO4.

Приложение 3

Стандартные окислительно- восстановительные потенциалы.

Приложение 4

Алгоритм расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса

1. Составить схему реакции:

      Zn(пыль) + H2SO4 🡪ZnSO4 + H2S + H2O

2. Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции:

              Zn0(пыль) + H2S+6O4 🡪Zn+2SO4 + H2S-2 + H2O      

3. Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.
4. Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются.
5. Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в процессе реакции: Zn0 – окисляется , S+6 – восстанавливается.
6. В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента):

      Zn0 – 2 е 🡪 Zn+2

      S+6 + 8 e  🡪 S-2

7. Определить восстановитель и окислитель:

      Zn0 – восстановитель, S+6 – окислитель.

8. Сбалансировать число электронов между окислителем и

Восстановителем,  определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления:

     Zn0 – 2 е 🡪 Zn+2       4

      S+6 + 8 e 🡪 S-2          1  

9. Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора:

      4Zn(пыль) + 5H2SO4 🡪4ZnSO4 + H2S + 4H2O

10. Проверить уравнение реакции.

Приложение 6

Влияние среды на протекание ОВР

  На направление и скорость окислительно- восстановительных реакций влияют многие факторы: природа реагирующих веществ, концентрация, температура, катализаторы. Одним из таких факторов является характер среды.

  Реакции окисления- восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток ионов Н+), нейтральной (Н2О), и щелочной (избыток ионов  между одними и теми же веществами.

  В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции. Среда влияет на изменение степеней окисления атомов. Так, например, ион MnO4- , придающий раствору малиновую окраску, в кислой среде восстанавливается до Mn2+ , раствор обесцвечивается, в нейтральной – до  

Mn +4, выпадает бурый осадок MnO2, а в щелочной – до MnO42-, раствор приобретает изумрудно- зеленую окраску.

  Пероксид водорода  H2O2 восстанавливается в кислой среде до воды, в нейтральной и щелочной – до гидроксид – анионов OH-.

  Дихромат – анион Cr2O72-  восстанавливается в кислой среде до катиона Cr3+, придающий раствору зеленоватую окраску, в нейтральной среде выпадает грязно- зеленого цвета осадок гидроксида Cr(OH)3, в избытке щелочи этот амфотерный гидроксид растворяется с образованием комплексного тетрагидроксохромит - аниона (Cr(OH)4 )-.

 Обычно для создания в растворе кислой среды используют раствор серной кислоты. Азотную и соляную кислоты используют редко: азотная сама является окислителем, соляная способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксидов натрия или калия.

Приложение 5

Алгоритм  расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронно- ионного баланса (полуреакций).

1.Записываем ионную схему процесса, которая включает только восстановитель и продукт его окисления и окислитель и продукт его восстановления:

                     Zn+NO3-  🡪 Zn2+ + NO2 . .

2.Составляем ионно-электронное уравнение процесса окисления(это I  полуреакция):

                      Zn0 - 2ē 🡪 Zn2+ 

3. Составляем ионно-электронное уравнение процесса восстановления(это II  полуреакция):

 NO3- + 2H + + ē 🡪  NO2 + H2O

4.Записываем уравнения полуреакций так, чтобы число электронов между окислителем и восстановителем было сбалансировано:

Zn0 - 2ē -> Zn2+                            1

NO3 ¯ + 2H+ + ē 🡪 NO2+ H2O    2

5. В кислой среде кислород отдают молекулы воды, а связывается он ионами водорода:

     … 2n H+  🡪 n H2O + …

6. В нейтральной  и щелочной среде процесс протекания по- другому:

     …n H2O 🡪 2n OH-

7. При недостатке кислорода процессы меняют на противоположные.   

8.Суммируем почленно уравнения полуреакций. Составляем общее ионное уравнение реакции:

Zn0 + 2NO3 ¯+ 4H+ 🡪 Zn2+ + 2NO2 +2H2O

Проверяем правильность составления уравнения реакции в ионном виде:

а)число атомов элементов должно быть равно в левой и в правой частях уравнения.

б)общий заряд частиц в левой и правой частях ионного уравнения должен быть одинаков.

9.Записываем уравнение в молекулярной форме. Для этого добавляем к ионам, входящим в ионное уравнение, необходимое число ионов противоположного заряда:

    Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 +2H2O

Лист индивидуальной работы

Фамилия и имя, класс

Тема урока:  

Эпиграф: ты - мне, я – тебе.

Вступление к теме:(расставить степени окисления атомов всех химических элементов)

6CO2 +6 H2O 🡪 C6H12O6 + 6O2                         

2Mg + O2 🡪 2MgO

          эл. ток

2NaCl    🡪    2Na + CL2 

2С2 H2 + 5O2 🡪 4CO2 + 2H2O

3CuO + 2NH3 🡪 3Cu + N2 + 3H2O

2 KMnO4 + 16 HCl 🡪 2MnCl2 + Cl2 + 2KCl + 8H 2O

1. Основные понятия теории ОВР.

1. Дайте определения понятиям (устно):

 - окислительно- восстановительные реакции

- степень окисления

- электроотрицательность

 - окислитель

 - восстановитель

 - окисление

 - восстановление

2. Назовите несколько веществ – типичных окислителей и восстановителей (по 3-4 примера). Как вы определили окислительно- восстановительные функции названных веществ?

3.  Какие схемы представляют процесс окисления, а какие – восстановления? Определите в каждом случае число отданных или принятых электронов, ответ отметьте рядом с каждой схемой:

    1. Cl20 🡪2Cl-                                  

                                                                                                     4. Mn+7🡪 Mn+4    

    2. S2- 🡪S0

                                                                                                       5. C-4   🡪C+4

    3. Fe +3 🡪Fe+2                                                          6. Cr+6 🡪Cr+3.

2.   Классификация ОВР.

     1.Классифицируйте предложенные ОВР согласно предложенной схеме:

а) MnO2 + 4HCl 🡪 MnCl2 + CL2 +H2O

b) 3Cl2 + 6NaOH 🡪 5NaCl + NaClO3 + 3H2 O

c) NH4NO2 🡪 N2 + 2 H2 O

3.Возможность протекания ОВР. Окислительно- восстановительные потенциалы.

1.Запишите условие протекания окислительно- восстановительных реакций,

    используя понятие «окислительно- восстановительный потенциал»:

2.Определите возможность протекания ОВР, представленных схемами,

   обоснуйте ответ, используя значения окислительно- восстановительных

   потенциалов:

1. K2MnO4 + CL2 🡪 KMnO4 + HCl

2. CoCl2 + Ni 🡪 NiCl2 + Co

3. FeCl2 + H2O2 + HCl 🡪 FeCl3 + H2O

4. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 🡪 MnSO4 + K2SO4 + H2O

4.Приемы расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР.

1. Заполни схему, отражающую приемы расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР, отметь в схеме области применения каждого приема.

2. Расставь коэффициенты в  предложенном уравнении обоими способами:

      Na + H2SO4 🡪 Na2SO4 +H2S +H2O.

3. Выберите оптимальный способ расстановки коэффициентов в предложенных схемах ОВР, закончите их (в случае затруднения обратитесь к Алгоритму расстановки коэффициентов):

1.  CuO +   NH3 🡪  Cu +  N2 +  H2O   

2. С2 H2 +  O2 🡪  CO2 +   H2O

3. Сu +  H2SO4(конц) 🡪 CuSO4 +  SO2 +   H2O

4.  Mg +   HNO3 (конц)  🡪   Mg (NO3)2 +   N2O +   H2O

5. Влияние среды на протекание ОВР.

1. Схематически запиши изменения степеней окисления атомов распространенных окислителей (перманганат – аниона, перекиси водорода, дихромат – аниона) в различных средах (кислотной, нейтральной, щелочной):

2. Составь уравнения ОВР, протекающих между перманганатом калия и сульфитом калия в кислотной (серная кислота), нейтральной, щелочной (гидроксид калия) средах. Коэффициенты расставь удобным для тебя методом:

1. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 🡪

2. KMnO4 + K2SO3 + H2O 🡪

3. KMnO4 + K2SO3 + KOH 🡪

3. Для отработки умения составлять уравнения ОВР, протекающих в разных средах и с участием разных органических и неорганических веществ потренируйся, используя следующие схемы ОВР:

1. MnO2 + … + H2SO4 → Br2 + MnSO4 + K2SO4 + …
2. …  + K2S +HCl → CrCl3 + S + KCl + …
3. … + KBrO3 + HCl → I2 + KBr + KCl + H20
4. KMnO4 + H2O2 + … → O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
5. Cr2O3 + …+ NaOH → Na2CrO4 + NaBr + …
6. Cr2(SO4)3 + H2O2 +KOH → K2CrO4 + H20
7. KI + H2SO4 → I2 + S + K2SO4 + H2O 
8. C2H5OH + K2Cr2O7 +  H2SO4 → CH3 – CH = O + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
9. C6H5OH + K2Cr2O7 +  H2SO4 → C6H4O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
10. C3H7OH(пропанол - 2) + K2Cr2O7 +  H2SO4 → C3H6O + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
11. C6H5NO2 + (NH4)2S → C6H5NH2 + S + NH3 + H2O
12. C2H4O + [Ag(NH3)2]OH → CH3COONH4 + Ag +NH3 +H2O
13. С3H6 + KMnO4 + H2O 🡪
14. С3H6 + KMnO4  + H2SO4 🡪
15. CH3C(CH3)=CH2 + K2Cr2O7 +  H2SO4 🡪
16. C2H2 + KMnO4  + H2SO4 🡪
17. C7H8 + K2Cr2O7 +  H2SO4 🡪

6. Самооценка (рефлексия).

 Подводя итог своей работы на уроке по теме «ОВР», поставьте себе оценку по каждой позиции знаний и умений по пятибалльной системе.

Приложение 8.

Тест «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ».

     1.Степень окисления фосфора в соединении, имеющем формулу H4P2O7:

          1) +7;     2) +3;    3) +5;    4) – 3.

     2.Степень окисления серы уменьшается в ряду веществ, имеющих формулы:

          1) SO2 – Na2SO3 – Na2S;

          2) SO2 – Na2S2O3 – KHS;

          3) S – SO3 – BaSO4;

          4) H2SO4 – SOCl2 – H2SO3.

     3.Выберите группу оксидов, подобранных случайным образом:

          1) Na2O, MgO, Cu2O;

          2) N2O5, NO, Cr2O3;

          3) CrO3, P2O5, CO2;

          4) Fe2O3, ZnO, CuO.

     4.Соединение, содержащее Mn+7, в кислотной среде восстанавливается до:

          1) Mn+4;    2) Mn+6;    3) Mn+2;    4) Mn0.

     5.Не являются окислительно-восстановительными пара реакций, уравнения которых:

          1) 2C2H5-Cl + 2Na → C4H10 + 2NaCl

              CH3Cl + NaOH → CH3OH + NaCl;

                           (водн. р-р)

          2) 3CH ≡ CH → C6H6        (C (акт.), t)                                              

               CH3NH2 + CH3Cl → CH3 – NH - CH3 + HCl;  

          3) CH2 ═ CH2 + H2 → CH3 - CH3        (t, ρ, Ni)

               CH3CH2Cl + NaOH → CH3 - CH2 – OH + NaCl;

                                (водн. р-р)

      4)C6H5 - NO2 + 3H2 → C6H5 – NH2 + 2H2O            (kat Ni)

   CH3–COOH + C2H5OH → CH3–COOC2H5 + H2O.

      6.Уравнение реакции диспропорционирования:

          1) 2H2S + SO2 → 3S + 2H2O;

          2) NH4NO2 → N2 + 2H2O;

          3) 2KNO3 → 2KNO2 + O2;

          4) 6KOH + 3S → 2K2S + K2SO4 + 3H2O.  

     7.Три из четырех реакций разложения, схемы которых приведены ниже, можно объединить в группу в соответствии с общим признаком. Укажите уравнение реакции, не входящей в эту группу:

          1) KClO3 →  KCl + O2       (MnO2);

          2) Cu(NO3)2 → CuO + NO2 + O2;

          3) HCOOH → CO + H2O      (H2SO4);

          4) CH4 → HC ≡ CH + H2.

     8.Укжите схему реакции, которая не относится к тому же типу окислительно-восстановительных реакций, что и три остальных:

          1) NH4NO3 → N2O + H2O;

          2) KNO3 → KNO2 + O2;

          3) KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2;

          4) H2O2 → H2O + O2.

     9. В окислительно-восстановительной реакции схема, которой

            K2S + K2SO3 + H2SO4 → S + K2SO4 + H2O

окислителем является вещество с формулой:                

          1) K2S;     2) K2SO3;     3) H2SO4;     4) S.

     10.В превращении, схема которого

          HClO3 + H2SO3 → HCl + H2SO4,    

число электронов, отданных одной молекулой восстановителя, равно:

          1) 3;          2) 2;          3) 5;          4)6.  

     11.В окислительно-восстановительной реакции, схема которой

            NH3 + O2 → NO + H2O,

сумма всех коэффициентов равна:

          1) 9;          2) 11;          3) 16;          4) 19.

     12.В окислительно-восстановительной реакции, схема которой

            KI + NaNO2 + H2SO4 → I2 + NO + K2SO4 + Na2SO4 + H2O

сумма коэффициентов перед формулами продуктов реакции равна:

          1) 7;          2) 9;          3) 11;          4) 14.

     13.Верным является утверждение:

          1) наиболее сильным окислителем перманганат калия является в кислотной среде;

          2) наиболее сильным окислителем перманганат калия является в

щелочной среде;

          3) наиболее сильным окислителем перманганат калия является в

нейтральной среде;

      4)кислотность среды не влияет на окислительную способность перманганата калия.

     14.Найдите ошибку в утверждении, приведенном ниже: «Водород не выделяется при взаимодействии следующих кислот и металлов»:

          1) концентрированная серная кислота и цинк;

          2) разбавленная азотная кислота и железо;

          3) концентрированная соляная кислота и серебро;

          4) разбавленная серная кислота и алюминий.

     15.Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции, схема которой

                FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + … .

Сумма коэффициентов перед исходными веществами равна:

          1) 11;          2) 15;           3) 16;           4) 20.

     16.Восстановите уравнение реакции:

                       … → Fe2O3 + NO2 + O2.

Сумма коэффициентов перед формулами всех веществ данного уравнения равна:

          1) 15;          2) 17;          3) 21;           4) 24.

     17.Коэффициент перед формулой одного из веществ в уравнении реакции, схема которого

                Al + HNO3 → Al(NO3)3 + NH4NO3 + H2O,

равен 9. Число  атомов в формульной единице этого соединения равно:

          1) 13;          2) 9;          3) 5;           4) 3.

     18.Коэффициент перед формулой продукта окисления в реакции, схема которой

                  Fe3O4 + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + H2O,

равен:

          1) 1;          2) 3;          3) 8;          4) 9.

     19.В уравнении окислительно-восстановительной реакции, схема которой

               C6H12O6 + K2Cr2O7 + H2SO4 → CO2 + H2O + K2SO4 + Cr2(SO4)3,                

     коэффициент перед одним из веществ равен 16. Молярная масса этого соединения:

          1) 18;          2) 44;          3) 98;          4) 180.

     20.В уравнении окислительно-восстановительной реакции схема, которой                                                HO-CH2-CH2-OH + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + H2O + MnSO4 + K2SO4,

сумма коэффициентов перед формулами продуктов реакции равна:

          1) 11;           2) 15;          3) 22;          4) 31.

     21.Коэффицитент перед окислителем в уравнении реакции, схема которого

                         CH2O + KMnO4 → K2CO3 + MnO2 + H2O + CO2,

равен:

           1) 2;          2) 3;          3) 4;          4) 5.

     22.В уравнении реакции, схема которой

                        C2H4 + K2Cr2O7 + H2SO4 → CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O,

Число веществ, которые имеют коэффициент 2 перед формулами, равно:

          1) 2;          2) 3;          3) 4;          4) 5.

     23.В уравнении реакции, схема которой

                         FeS + HNO3 → Fe(NO3)3 + SO2 + NO2 + H2O

сумма коэффициентов перед формулами исходных веществ равна:

          1) 9;          2) 11;          3) 16;          4) 21.

     24.В уравнении реакции, схема которой

                      As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO,

Коэффициент перед формулой азотной кислотой равен:

          1) 7;          2) 16;          3) 21;          4) 28.

     25.При электролизе раствора сульфата цинка с инертными электродами на аноде выделяется:

          1) цинк;

          2) кислород;

          3) водород;

          4) сера.

     26.При электролизе раствора нитрата меди (II) с медными электродами на аноде будет происходить:

          1) выделение оксида азота (IV);

          2) выделение оксида азота (II);

          3) растворение анода;

          4) выделение кислорода.

     27.Объем кислорода (н.у.), выделившегося на инертном аноде при пропускании электрического тока силой 20А в течение 2,5 ч через раствор сульфата калия, равен:

          1) 10,4 л;                                                       3) 6,8 л;

          2) 11,2 л;                                                       4) 20,6 л.

     28.При электролизе 240 г 15%-ного раствора гидроксида натрия на аноде выделилось 89,6 л (н.у.) кислорода. Массовая доля вещества в растворе после окончания электролиза равна:

          1) 28,1%;                                                       3) 37,5%4

          2) 32,1%;                                                       4) 40,5%.