Элективные курсы "Окислительно-восстановительные реакции. Решение задач." - 9 класс
элективный курс по химии (9 класс) на тему
Элективный курс для учащихся 9-х классов посвящен окислительно-восстановительным реакциям, рассчитан на 17 часов. Рекомендуется проведение этого курса во втором учебном полугодии 9-го класса. Данный курс составлен на основе авторской программы С.В.Павленко (Сборник элективных курсов. Химия. 9 класс. Профильное образование / сост. В.Г. Денисова. – Волгоград: Учитель, 2007).
К каждому занятию элективных курсов подобраны задачи с применением знаний ОВР. В работе над элективными курсами большую помощь окажет полная и грамотная презентация.
Скачать:
| Вложение | Размер |
|---|---|
 ovr_prezentatsiya.ppt | 857 КБ |
 elektivnye_kursy_9klass._ovr.docx | 104.2 КБ |
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
План лекции Основные положения электронной теории ОВР Типы ОВР Важнейшие окислители и восстановители Составление уравнений ОВР. а) электронный баланс б) ионно-электронный метод ОВР в заданиях билетов ЕГЭ Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР в неорганической и органической химии
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР ) Многие природные (круговорот элементов) и производственные процессы (получение металлов, синтез различных веществ), коррозия металлов, превращение веществ, в целом сама биологическая жизнь являются окислительно-восстановительны-ми процессами. ОВР – реакции переноса электронов от восстановителей к окислителям.
Реакции ионного обмена протекают без изменения степени окисления элементов в случае образования малодиссоциирующего вещества, газа, осадка, например: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O FeSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + FeCl 2 Na 2 CO 3 + 2HCl = 2 NaCl + H 2 O + CO 2 Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степени окисления элементов, например: Основные положения теории ОВР Окисление – это отдача электронов частицей (атомом, ионом, молекулой), сопровождающаяся повышением ее степени окисления, например: Сами вещества называются восстановителями. Восстановление – это присоединение частицей (атомом, ионом, молекулой) электронов, приводящее к понижению ее степени окисления, например: Сами вещества, содержащие такие структурные единицы, называются окислителями. Процессы окисления и восстановления протекают одновременно. Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.
Типы ОВР Если элементы, изменяющие степень окисления, находятся в составе разных молекул, то такие окислительно-восстановительные реакции называются межмолекулярными ОВР, например: В случае внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции, элементы, изменяющие степень окисления, находятся в составе одного и того же вещества, например: Реакции, в которых степень окисления изменяет один и тот же элемент в одном и том же веществе, относятся к реакциям самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) , а если в разных веществах , то к реакциям конпропорционирова-ния например: 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O
Важнейшие окислители и восстановители Атом элемента в своей положительной высшей степени окисления проявляет только окислительные свойства (только восстанавливается), Атом в своей низшей степени окисления не может принимать электроны и проявляет только восстановительные свойства (только окисляется). Атом элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства . Рассмотрим на примере азота : 2 s 2 2 p 6 2 s 2 2 p 1 2 s 2 2 p o 2 s 1 2 p o 2 s o 2 p o NH 3 NO HNO 2 NO 2 HNO 3 только окислитель – восстановитель только восстановитель окислитель
Важнейшие окислители. 1. Все неметаллы по отношению к простым веществам (к металлам, к неметаллам с меньшей электроотрицательностью) являются окислителями. Из них наиболее сильными окислителями являются галогены, кислород, озон (они могут окислять и сложные вещества): 2. Кислоты-окислители за счет аниона(концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации):
3. Кислородсодержащие соли элементов в высокой степени окисления, например:
4. Катион водорода при взаимодействии с активными металлами (стоящими в ряду напряжений от магния до водорода), например: или в общем виде: 5. Катионы металлов в более высокой степени окисления , например:
Из окислителей практическую значимость имеют перманганат калия и дихромат калия . На их использовании основаны такие методы количественного анализа, как перманганатометрия, хроматометрия и йодометрия. Из восстановителей широко применяются иодид калия, сульфиды. Они используются в аналитической химии.
Важнейшие восстановители. 1. Простые вещества – металлы обладают только восстановительными свойствами: Me o (Na, K, Mg, Al, Zn, Fe) – ne Me n+ (Na + , K + , Mg +2 , Al +3 , Zn +2 , Fe +2 , Fe +3 ) Восстановительная активность металлов обычно оценивается электродным потенциалом, по значениям которых они располагаются в ряд, называемый рядом напряжений металлов. Металлы с меньшим потенциалом являются более активными, а с большим потенциалом менее активными (металлы, расположенные после водорода).
2. Простые вещества элементов IV - VII групп ( неметаллы ) в большей степени проявляют окислительные свойства. За исключением фтора, они могут проявлять и восстановительные свойства (при взаимодействии с более сильными окислителями). Из них наиболее часто в качестве восстановителей выступают водород, углерод, фосфор, сера : 3. Соединения неметаллов в низшей (отрицательной) степени окисления , например:
4. Гидриды металлов I А и II А групп: 5. Катионы металлов в низшей положительной степени окисления: Me n+ (Sn +2 , Fe +2 , Cu + , Mn +2 , Cr +2 ) – ne Me o (Sn +4 , Fe +3 , Cu +2 , Mn +4 , Cr +3 ) 6. Некоторые классы органических соединений, например:
Окислительно-восстановительная двойственность Вещества, в которых атомы элементов находятся в промежуточной степени окисления, в зависимости от условий реакций, проявляют окислительные или восстановительные свойства, например: Восстановление Окисление
Степень окисления Под степенью окисления понимают условный заряд на атоме в молекуле, вычисленный исходя из предложения, что молекула состоит из ионов. Число оттянутых от атома связующих электронных пар соответствует значению положительной степени окисления элемента, а значение отрицательной степени окисления числу притянутых электронных пар. Например, в молекуле HF электроотрицательный атом фтора ( х 4) притягивает к себе электронную пару, т.е. фтор заряжается отрицательно. Для завершения (заполнения) валентного электронного слоя ему не хватает одного электрона, поэтому у него степень окисления принимается равной « 1». Атом водорода ( х 2) отдает электрон. У него степень окисления равна «+1».
При определении степени окисления элементов пользуются следующими правилами : сумма степеней окисления элементов, составляющих молекулу равна нулю, т.е. молекула в целом электронейтральна, например: ( H 3 PO 4 ) 0 . Степень окисления элемента в его простом веществе равна нулю, например: S 0 , O 2 0 , F 2 0 , Na 0 , Fe 0 . в соединениях фтор всегда проявляет степень окисления « 1»; степень окисления кислорода в соединениях обычно равна « 2» (кроме О +2 F 2 , H 2 O 2 1 и др.); степень окисления водорода в гидридах ( CaH 2 1 , LiH 1 и др.) « 1», в остальных случаях «+1»; степени окисления элементов I - III групп положительны и соответствуют номеру группы, например: K + , Ca +2 , Al 3+ (у меди, серебра, золота, ртути – за счет «провала» электрона в d -слой проявляются и другие степени окисления); Максимальная положительная степень окисления элемента совпадает с номером группы в периодической таблице. максимальная отрицательная степень окисления элемента равна максимальной степени окисления минус восемь, например, для фосфора: +5 – 8 = 3.
Используя вышеуказанные правила, степень окисления элементов определяют следующим образом: +1 + х + 4( 2) = 0; отсюда х = +7 или молекула условно делится на два полюса. Тогда: +1 + х = 4( 2); отсюда х = +7 2(+1) + 2х + 7( 2) = 0; отсюда х = +6 2х + 3 (2 ) = 0; отсюда х = +3 Обычно степень окисления указывают сверху символа элемента со знаком «+» или « », например: S 2 , O 2 0 , O 2 1 , SO 3 2 и т.д. При указании заряда иона принято знак (+ или ) ставить после цифры, например: O 2 2 , SO 3 2 , PO 4 3 .
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций Применяются два метода составления уравнений ОВР: метод электронного баланса метод полуреакций (ионно-электронный метод) А.М.Васильева Метод электронного баланса основан на равенстве числа отданных восстановителем и принятых окислителем электронов. Сравниваем степени окисления атомов в исходных и конечных веществах. Так, в реакции степень окисления изменяют только марганец и железо: Mn +7 + 5e = Mn +2 Fe +2 – e = Fe +3
Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, необходимо найти кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления: Марганец, принимая электрон, восстанавливается, поэтому соединение марганца (+7) KMnO 4 – окислитель . Железо отдает электрон, окисляется, поэтому соединение железа (+2) FeSO 4 – восстановитель . Основные коэффициенты уравнения – коэффициенты при окислителе и восстановителе – это 1 и 5. Однако, в результате реакции образуется Fe 2 ( SO 4 ) 3 , молекула которого содержит два атома железа (+3), поэтому основные коэффициенты следует удвоить: 2 10
Найденные коэффициенты подставляют в уравнение реакции: Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитывают баланс кислорода . Далее подбирают коэффициенты для других веществ, не участвующих в перераспределении электронов, соблюдая следующую последовательность: сначала для атомов металлов, затем для кислотных остатков и гидроксильных групп, в предпоследнюю очередь для атомов водорода и затем для атомов кислорода. В рассматриваемом примере число атомов калия равно. В правой части уравнения 18 SO 4 2- - ионов, а в левой части – только 11. Для баланса сульфат - ионов, перед H 2 SO 4 , идущей на солеобразование (связывание катионов металлов), записывают 8: Далее по балансу атомов водорода определяют число молей воды:
Ионно-электронный метод Особенности метода полуреакций заключаются в следующем: Метод учитывает реальное существование ионов в водных растворах, следовательно, необходимо оценить заряд иона в целом, не определяя заряд на атоме ( степень окисления ). Так, в растворе KMnO 4 содержатся ионы перманганата MnO 4 - , а не ионы Mn 7+ . Метод указывает на характер водной среды (кислая, нейтральная, щелочная), в которой следует провести процессы окисления и восстановления и , в целом, данную окислительно – восстановительную реакцию. Например, перманганат- ион MnO 4 - в ходе восстановления превратился в элементарный ион Mn 2+ : MnO 4 - Mn 2+ .
Атомы кислорода должны быть перераспределены в системе так, чтобы образовалась вода (наименее диссоциированное соединение), для этого следует в реакционную смесь ввести достаточное количество ионов водорода : MnO 4 - + 8Н + Mn 2+ + 4Н 2 О Чтобы можно было поставить знак равенства, уравниваем заряды : MnO 4 - + 8Н + + 5е - = Mn 2+ + 4Н 2 О Получили частное уравнение стадии восстановления, протекающей в сильнокислой среде.
Ионно-электронный метод основан на составлении частных уравнений окисления и восстановления ионов (молекул) с последующим суммированием их в общее уравнение. Например, для реакции ионная схема выглядит в виде: Частное уравнение окисления ионов восстановителя: Частное уравнение восстановления ионов окислителя: При выводе общего уравнения проводят баланс электронов :
Далее устанавливают баланс атомов и зарядов в общем уравнении: Если в качестве среды взята серная кислота, то уравнение реакции можно записать в виде: Для создания в растворе кислой среды используют разбавленную серную кислоту. Азотная и соляная кислоты используются для подкисления редко. Это объясняется окислительными свойствами азотной кислоты и восстановительными свойствами соляной кислоты. Щелочную среду создают растворами щелочей.
с остальными металлами и некоторыми неметаллами ( S , P , C ) восстанавливается до NO 2 Разбавленная азотная кислота восстанавливается до NO (образуется смесь оксидов азота, в которой преобладает оксид азота (II) )
C ильно разбавленная азотная кислота Активные металлы ( Mg, Al, Zn ) сильно разбавленную азотную кислоту восстанавливают до аммиака (образуется нитрат аммония): Fe окисляется до Fe (II) или Fe (III) , HNO 3 восстанавли-вается до аммиака или азота: Для растворения золота, платины, палладия, осмия, иридия, рутения, иридия и родия применяется «царская водка»:
Разбавленная серная кислота Разбавленная серная кислота проявляет окислительные свойства по отношению к активным металлам (стоящим в ряду напряжений до водорода) за счёт ионов водорода : Разбавленная серная кислота с металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода, не взаимодействует .
Концентрированная серная кислота Окислительные свойства концентрированной серной кислоты определяются сульфат-ионом. Продуктами его восстановления в зависимости от силы восстановителя являются SO 2 , S или H 2 S . В обычных условиях она пассивирует железо, хром и алюминий , реагирует с ними только при нагревании: Щелочные и щелочно-земельные металлы, магний восстанавливают сульфат-ион до сероводорода : В случае цинка, в зависимости от условий, кроме SO 2 и H 2 S , возможно образование серы :
Концентрированная серная кислота с остальными металлами (за исключением Au, Pt, Pd, Rh, Os, Ir, Ru) и некоторыми неметаллами (C, P, S) реагирует с образованием SO 2 : S+2H 2 SO 4 =3SO 2 +2H 2 O
ОВР в заданиях билетов ЕГЭ Степень окисления химических элементов (код 2.3), окислительно-восстановительные реакции (код 3.7) – элементы содержания образования . Они проверяются в КИМ ах ЕГЭ на базовом уровне сложности (в части А) на повышенном уровне сложности (в части В) на высоком уровн e сложности (в части С)
На базовом и повышенном уровнях проверяются умения определять степень окисления химических элементов по формулам их соединений, наличие окислительно-восстановительных реакций, окислительные и восстановительные свойства веществ, коэффициенты перед символами окислителей и восстановителей и др., например: Степень окисления, равную +3, железо имеет в соединении: 1) Fe(NO 3 ) 2 2) FeCl 2 3) Fe 2 (SO 4 ) 3 4) K 2 FeO 4 Высшую степень окисления марганец проявляет в соединении: 1) KMnO 4 2) MnO 2 3) K 2 MnO 4 4) MnSO 4 В реакции оксида марганца ( II ) с углеродом окислителем является: 1) C o 2) O 2 3) Mn +2 4) Mn o
Установите соответствие между химической формулой соединения и степенью окисления фосфора в нем. ХИМИЧЕСКАЯ ФОРМУЛА СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ ФОСФОРА А) Н 3 РО 3 1) +1 Б) Н 3 РО 4 2) +3 В) Н 3 РО 2 3) +5 Г) Н 4 Р 2 О 7 4) –1 5) – 3 А Б В Г
Установите соответствие между схемой химической реакции и изменением степени окисления окислителя в ней. СХЕМА РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ А ) Cu + HNO 3 (кон ц .) Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O 1) Cu +2 Cu o Б ) NH 4 NO 2 N 2 + H 2 O 2) N +3 N В ) CuO + NH 3 Cu + N 2 + H 2 O 3) N +5 N +4 Г ) NaNO 3 NaNO 2 + O 2 4) N 3 N o 5) Cu o Cu +2 6) N +5 N +3 А Б В Г
Установите соответствие между схемой химической реакции и веществом - окислителем в каждой из них. СХЕМА РЕАКЦИИ ОКИСЛИТЕЛЬ А) Cu + HNO 3 Cu ( NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O 1) NaNO 3 Б ) NH 4 NO 2 N 2 + H 2 O 2) CuO В ) CuO + NH 3 Cu + N 2 + H 2 O 3) Cu Г ) NaNO 3 NaNO 2 + O 2 4) HNO 3 5) NH 4 NO 2 6) NH 3 А Б В Г
По заданиям высокого уровня сложности проверяются умения составлять уравнения ОВР(С1,С2), производить расчёты по этим уравнениям(С4), например: С1. Используя метод электронного баланса , составьте уравнение следующей реакции: MnO 2 + KI + …… MnSO 4 + … . + K 2 SO 4 + H 2 O Определите окислитель и восстановитель. С2. Даны водные растворы: хлорида железа( III ). Йодида натрия, бихромата натрия, серной кислоты и гидроксида цезия. Приведите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами. С4. Сероводород, выделившийся при взаимодействии избытка концентрированной серной кислоты с 1,44 г магния, пропустили через 160 г 1,5 %-ного раствора брома. Определите массу выпавшего при этом осадка и массовую долю кислоты в образовавшемся растворе.
Предварительный просмотр:
Министерство образования Российской Федерации
Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение
г. Владимира «Средняя общеобразовательная школа № 34»
Тема элективных курсов по химии:
Окислительно-восстановительные реакции. Решение задач.
Выполнил:
Васильева Жанна Алексеевна, учитель химии
Владимир 2012 г
СОДЕРЖАНИЕ.
- Пояснительная записка.
- Содержание курса.
- Список литературы.
- Приложение.
- Приложение № 1. Химический практикум.
- Приложение № 2. Демонстрационные опыты.
- Приложение № 3. Упражнения и задачи для контроля знаний.
- Приложение № 4. Перечень тем творческих проектов учащихся.
- Пояснительная записка.
Элективный курс для учащихся 9-х классов посвящен окислительно-восстановительным реакциям, рассчитан на 17 часов. Рекомендуется проведение этого курса во втором учебном полугодии 9-го класса. Данный курс составлен на основе авторской программы С.В.Павленко (Сборник элективных курсов. Химия. 9 класс. Профильное образование / сост. В.Г. Денисова. – Волгоград: Учитель, 2007). В авторскую программу были внесены изменения и дополнения. Увеличено количество практических работ и демонстрационных опытов, включены расчетные задачи, в которых используются окислительно-восстановительные процессы.
Выбор элективных курсов по теме ОВР объясняется чрезвычайной распространенностью реакций. С ними связаны процессы обмена веществ в организме, брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы можно наблюдать при электролизе, выплавке металлов и их коррозии. Окислительно-восстановительные реакции вызывают у учащихся определенные трудности и требуют углубления и систематизации. Данный курс позволяет более широко взглянуть на окислительно-восстановительные процессы с практической точки зрения, позволяет подготовить учащихся к итоговой аттестации по химии (задания по теме ОВР включены в ГИА и ЕГЭ по химии).
Цель курса:
Систематизировать и углубить знания учащихся о сущности окислительно-восстановительных реакций, их роли в природе и практическом применении.
Задачи курса:
- Углубить знания учащихся о методах расстановки коэффициентов и влиянии среды на течение ОВР.
- Расширить знания учащихся о распространении ОВР в природе и практической деятельности человека (электролиз, гальванический элемент, металлургия).
- Развивать у учащихся общеучебные умения и навыки (наблюдения, планирования, обобщения, анализа, синтеза), творческие способности.
- Формировать практические умения и навыки работы с лабораторным оборудованием и реактивами.
- Научить решению задач с использованием ОВР.
По окончании курса учащиеся должны
Знать:
- Отличие ОВР от реакций обменного типа.
- Методику определения степеней окисления и валентности атомов в соединениях.
- Классификацию окислительно-восстановительных реакций.
- Важнейшие окислители и восстановители, методы составления ОВР.
- Понятия электрохимической коррозии и способов защиты от неё, сущность электролиза, электролиз расплавов и растворов как окислительно-восстановительный процесс.
- Правила техники безопасности при работе с химическим оборудованием и реактивами.
Уметь:
- Составлять окислительно-восстановительные уравнения реакций методом электронного баланса и полуреакций. Определять продукты реакций с учетом влияния среды.
- Производить расчеты по уравнениям
- Самостоятельно пополнять и систематизировать свои знания, пользоваться учебником и дополнительной литературой, пользоваться приемами сравнения, обобщения, делать выводы, грамотно оформлять отчеты и творческие задания.
Программа курса построена по следующей схеме:
- теоретические основы по разделу;
- отработка упражнений по разделу;
- химический практикум
- контроль за знаниями и умениями.
Методические рекомендации:
Основные формы проведения занятий – лекция, практикумы, семинар, тестирование. Вводное занятие предусматривает анкетирование с целью выявления причин выбора данного курса, а также вводную лекцию о сущности окислительно-восстановительных реакций, их роли в природе и практическое значение, важнейших окислителях и восстановителях, о влиянии среды на характер протекания окислительно-восстановительных реакций.
Семинарские занятия носят повторительно-обобщающий характер и выступают в виде итогового контроля по отдельным темам курса. Промежуточный контроль проводится в форме тестирования.
Использование различных методов обучения: репродуктивный, частично-поисковый, творческий — позволяет оптимизировать учебный процесс и стимулировать дальнейшую исследовательскую деятельность учащихся.
- Содержание курса.
№ п/п | Тема занятия | Кол-во часов | В том числе | Форма контроля | ||
лекций | практич | семинар | ||||
1. | Введение. Электроотрицательность. Степень окисления. Валентность. | 1 ч | 0,5 ч | 0,5 ч | Выполнение упражнений. Решение задач | |
2. | Понятие ОВР. Важнейшие восстановители и окислители. | 2 ч | 1 ч | 0,5 ч | 0,5 ч | Выполнение упражнений |
3. | Методы составления ОВР | 2 ч. | 1 ч. | 1 ч. | Выполнение упражнений. | |
4. | Классификация ОВР | 2 ч | 0,5 ч | 1 ч | 0,5 ч | Выполнение упражнений Химический практикум. |
5. | Влияние среды на течение ОВР. | 2 ч | 0,5ч | 1ч | 0,5 ч | Решение задач и упражнений. Химический практикум. |
6. | Металлы в окислительно-восстановительных процессах. | 5 ч | 2 ч | 1 ч 0,5 ч 0,5 ч | 1 ч | Выполнение упражнений. Химический практикум. |
7. | Окислительно-восстановительные процессы вокруг нас. | 2 | 1 | 1 | Итоговый контроль. | |
8. | Защита творческих проектов. | 2 ч | 2 ч | Защита творческих проектов | ||
Итого: | 17 | 6,5 ч | 4,5 ч | 7 ч |
Тема 1. Введение. – 1 час.
Лекция. (0,5 ч): Теория ОВР (повторение и обобщение изученного в обязательном курсе химии). Вспомнить понятия электроотрицательности, валентности, степени окисления, их общие черты и различия.
Семинар (0,5 ч). Решение задач на определение степени окисления, валентности.
Тема 2. Понятие ОВР. Основные окислители и восстановители – 2 часа.
Лекция (1час): Изменение окислительно-восстановительных свойств в периодах и главных подгруппах. Примеры некоторых восстановителей и окислителей, имеющих большое значение в технике и лабораторной практике. Приемы работы со сводной таблицей важнейших окислителей и восстановителей.
Семинар(0,5ч). Определение окислительных и восстановительных свойств веществ.
Демонстрационный опыт № 1 (0,5 ч). Окислительные свойства кислот.
Тема 3. Методы составления ОВР – 2 часа.
Лекция (1ч): Метод электронного баланса. ОВР с несколькими окислителями и несколькими восстановителями. Метод полуреакций.
Семинар(1ч):Выполнение упражнений по составлению окислительно-восстановительных уравнений реакций методом электронного баланса и полуреакций.
Тема 4. Классификация ОВР - 2 час.
Лекция (0,5ч): Межмолекулярное окисление-восстановление, внутримолекулярное окисление-восстановление, диспропорционирование (дисмутация) – самоокисление-самовосстановление. Значение окислительно-восстановительных реакций.
Семинар (0,5ч):Выполнение упражнений по определению типов окислительно-восстановительных реакций.
Практическая работа № 1 (1 ч). Типы окислительно-восстановительных реакций.
Тема 5. Влияние среды на течение ОВР – 2 часа.
Лекция (0,5 ч). Влияние среды (кислой, нейтральной, щелочной) среды на характер протекания реакции, изменение степеней окисления атомов. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца в различных средах, окислительно-восстановительные свойства соединений хрома в различных средах.
Семинар (0,5 ч). Решение упражнений на определение продуктов реакций.
Практическая работа № 2.(1 ч) Влияние среды на течение ОВР.
Тема 6. Металлы в окислительно-восстановительных процессах. – 5 час.
Лекция (1 ч). Гальванический элемент. Стандартные электродные потенциалы металлов. Окислительно-восстановительные потенциалы.
Демонстрационный опыт № 2 (0,5 ч). Медно-цинковый гальванический элемент.
Лекция (1ч): Сущность электролиза. Электролиз водных растворов и расплавов. Количественные соотношения при электролизе. Электролиз на практике.
Демонстрационный опыт № 3 (0,5 ч). Электролиз солей.
Семинар (1 ч). Электролиз растворов и расплавов как окислительно-восстановительный процесс, решение упражнений по теме. Расчет выхода продукта при электролизе.
Практическая работа № 3. (1 ч). Металлы в окислительно-восстановительных процессах.
Тема 7. Окислительно-восстановительные реакции вокруг нас. - (2 часа). Лекция (1ч): Окислительно-восстановительные реакции в быту, в промышленности. Круговорот элементов в природе.
Семинар (1 ч). Итоговый контроль по теме ОВР.
Тема 8. Защита творческих проектов. – 2 часа.
Защита творческих проектов, подготовленных учащимися из предложенных тем в Приложении 4.4.
3. Список литературы.
1. Блохина О.Г Я иду на урок химии: летопись важнейших открытий химии. XVII-XIXвв.: Книга для учителя. – М.: Издательство «Первое сентября», 1999. – 320с.: ил.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1987. – 704 с.
3. Зуева М.В, Гара Н.Н. Контрольные и проверочные работы по химии. 10-11 кл. Методическое пособие. - М.: дрофа, 1998.
4. Кузьменко Н.Е, Еремин В.В 2400 задач по химии для школьников и поступающих в вузы.-М: Дрофа, 1999.
5. Сидорская Э.А О методе полуреакций // Химия в школе. -1993.- №6-с.10-14.
6. Сорокин В.В., Загорский В.В. Задачи химических олимпиад. – М.: Изд-во МГУ, 1989. – 256 с.
7. Хомченко Г.П, Севостьянова К.И. Окислительно-восстановительные реакции. Книга для вн. чтения учащихся – М.:»Просвещение», 1999. 141 с.
8. Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Сборник задач по химии. – М.: РИА «Новая Волна», 2008., - 278 с.
9. Химический энциклопедический словарь/ Гл. редактор И.Л.Кнуньянц. М.: Советская энциклопедия, 1983.
10.«Химия в школе».– 2006. – №6 Первое сентября. Химия».– 2003.– №№2-4
11. Чертков И.Н Методика формирования у учащихся основных понятий органической химии: Пособие для учителя. – 2-е изд., перераб. – М.: Просвещение, 1990. – 191с.: ил.
12. Шустов С.Б, Шустова Л.В Окислительно-восстановительные процессы в живой природе // Химия в школе. -1995.- №2-с.37-40.
13. Энциклопедический словарь юного химика. М.: Педагогика,1982
14. http://www.uchmet.ru/library/material/140977/
15. http://nature.1580.ru/chem_spec.html
16. http://rudocs.exdat.com/docs/index-32883.html?page=9
17. http://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov/18b.html
18. http://www.shkola34.ru/experience/18
4. Приложение.
4.1. Приложение № 1. Химический практикум.
Практическая работа № 1. Типы окислительно-восстановительных реакций.
Опыт 1. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные процессы.
а) На железную или керамическую пластинку поместить 2 – 3 грамма дихромата аммония ((NH4)2Cr2O7), для начала реакции нагреть, после чего прекратить нагревание. Обратить внимание на особенности протекания реакции и ее продукты – газообразные (азот и пары воды) и твердый (Cr2O3).
Задание.
- Написать уравнение реакции, расставить коэффициенты и указать окислитель и восстановитель.
б) В пробирку внести несколько кристаллов нитрата меди (Cu(NO3)2∙3H2O). Закрепить пробирку в штативе и осторожно нагревать, наблюдая изменение цвета кристаллов и цвета выделяющегося газа.
Задание.
- Написать уравнение реакции разложения нитрата меди (II), учитывая окраску возможных продуктов реакции:
- безводный Cu(NO3)2 – белый;
- Cu(NO2)2 – не существует;
- CuO – черный;
- Cu – красный;
- N2, NO, и О2 – бесцветные газы;
- NO2 – бурый газ.
- Указать окислитель и восстановитель в молекуле нитрата меди (II).
Опыт 2. Реакции диспропорционирования.
а) В стакан с коричневым раствором иода( I2 ) добавить раствор щелочи.
Задание.
- Наблюдать за изменением окраски раствора.
- Написать уравнение реакции, указав атомы окислители и восстановители.
б) Реакция разложения хлората калия (реакция Тищенко):
Задание.
- Написать уравнение разложения хлората калия. Указать окислитель и восстановитель.
Практическая работа № 2.
Влияние среды на течение ОВР.
Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия в разных средах.
1) Окисление сульфита натрия (Na2SO3) перманганатом калия (KMnO4) в кислой среде.
Налить в пробирку несколько капель (2 – 3) раствора перманганата калия, такой же объем 2Н раствора H2SO4, затем по каплям прибавлять сульфит натрия до полного обесцвечивания раствора.
Задание.
- В какую степень окисления переходит Mn+7 в кислой среде?
- Написать уравнение реакции, расставить коэффициенты и указать какую функцию выполняет в ней сульфит натрия и серная кислота.
2) Окисление сульфита натрия (Na2SO3) перманганатом калия (KMnO4) в нейтральной среде.
Налить в пробирку несколько капель (3 – 5) раствора перманганата калия и примерно такой же объем сульфита натрия.
Задание.
- Как меняется в этом случае цвет раствора? Какое соединение образовалось в осадке?
- Какая степень окисления марганца устойчива в щелочной и слабоосновной среде?
- Написать уравнение реакции и расставить коэффициенты.
3) Окисление сульфита натрия (Na2SO3) перманганатом калия (KMnO4) в щелочной среде.
Налить в пробирку 3 - 4 капли концентрированного раствора NaOH или KOH, такой же объем сульфита натрия (Na2SO3), затем 2 – 3 капли раствора KMnO4.
Задание.
- Как изменилась окраска раствора? Какой ион придает раствору такую окраску?
- Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты.
На основании опытов 1, 2, 3 сделать общий вывод о характере продуктов восстановления перманганат-иона в зависимости от рН среды.
В какой среде перманганат-ион проявляет более высокую окислительную активность?
Опыт 2. Окислительные свойства дихромата калия (K2Cr2O7).
1) Окисление сульфата железа (II) дихроматом калия.
Налить в пробирку 2 – 3 капли раствора дихромата калия (K2Cr2O7) и столько же 3Н раствора H2SO4, после чего по каплям приливать раствор сульфата железа (FeSO4). Пока дихромат-ионы полностью не прореагируют, оранжевый их цвет в сочетании с цветом образовавшихся гидратированных ионов хрома (III), образует бурый раствор. Поэтому добавление по каплям раствора сульфата железа (II) следует вести до достижения устойчивой окраски.
Задание.
- В какой цвет окрашен раствор? Какую функцию выполняет в этой реакции сульфат железа (II)?
- Написать уравнение реакции и расставить коэффициенты.
2) Окисление сульфита натрия (Na2SO3) дихроматом калия (K2Cr2O7).
Приготовить в пробирке, как в предыдущем опыте, раствор дихромата калия (K2Cr2O7), подкисленный серной кислотой, и прибавлять к нему по каплям раствор сульфита натрия (Na2SO3) до достижения устойчивой окраски.
Задание.
- Написать уравнение реакции, расставить коэффициенты и указать окислитель и восстановитель.
Практическая работа № 3.
Металлы в окислительно-восстановительных процессах.
Опыт 1. Восстановительные свойства алюминия.
В пробирку поместить кусочек алюминиевой стружки и 5 капель концентрированного раствора щелочи. Слегка нагреть пробирку на спиртовке.
Задание.
- Что наблюдается? Написать уравнения реакции.
- Сделайте выводы о свойствах алюминия.
Опыт 2. Восстановительные свойства магния в реакции с кислородом
1. Возьмите тигельными щипцами кусочек магниевой стружки и внесите в пламя горелки.
2. Полученное вещество поместите в пробирку, прилейте 3-4 мл дистиллированной воды, добавьте 2-3 капли фенолфталеина и нагрейте. Задание
1. Напишите уравнение реакции взаимодействия магния с кислородом и укажите признаки реакции. Какие свойства (окислителя или восстановителя) имеет магний в данной реакции?
2. Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида магния с водой. Оксид магния - основной, амфотерный или кислотный?
Опыт 3. Восстановительные свойства металлов в реакциях с неокисляющими кислотами
1. Возьмите 4 пробирки и опустите в первую кусочек магния, во вторую - цинка, в третью - железа и в четвертую - меди.
2. В каждую пробирку налейте по 2-3 мл раствора H2SO4.
Задание
1. Определите окислитель и восстановитель. Какие свойства проявляют металлы? Какой элемент (ион) является окислителем?
2. Сделайте вывод о том, какие металлы могут окисляться ионами водорода и какие - нет.
3. Расположите исследованные металлы в ряд по их активности.
Опыт 4. Сравнительная активность металлов
1. Налить в пробирку 2-3 мл раствора сульфата меди(II) и опустить в нее железную проволоку.
2. В две пробирки налить раствор сульфата железа(II). В одну из них опустить кусочек меди, в другую - магния.
Задание
1. Напишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде и укажите признаки реакций.
2. Сделайте вывод о том, в каких случаях реакция между металлом и солью другого металла возможна и в каких нет. Подтвердите вывод значениями Е0 соответствующих систем.
- Демонстрационный опыт.
Демонстрационный опыт № 1. Окислительные свойства кислот.
Опыт 1. Окислительные свойства азотной кислоты.
К 4 каплям раствора иодида калия прилить 4 капли раствора азотной кислоты.
Задание:
1.Что наблюдается? Составьте уравнения реакций.
2. Как можно доказать, что появившаяся окраска обусловлена выделившимся иодом?
Опыт 2. Окислительные свойства концентрированной азотной кислоты.
В пробирку поместить маленький кусочек меди и 4 капли концентрированной азотной кислоты (Осторожно! Опыт проводить в вытяжном шкафу!).
Задание:
- Напишите уравнения реакции взаимодействия концентрированной азотной кислоты с медью.
- Пронаблюдайте за изменениями, происходящими в пробирке. Сделайте вывод.
Демонстрационный опыт № 2. Медно-цинковый гальванический элемент.
Гальванический элемент состоит из двух полуэлементов, каждый из которых представляет собой металлический электрод, погруженный в раствор соли того же металла. Полуэлементы соединяются в электрическую цепь с помощью трубки, заполненной токопроводящим раствором (так называемого электролитического или солевого мостика). На рис.1 приведена схема медно-цинкового гальванического элемента ZnêZnSO4êêCuSO4êCu (знак êê в схематической записи гальванического элемента символизирует солевой мостик, а одиночные вертикальные линии символизируют границу металл-раствор).
Рис.1. Гальванический элемент медно-цинковый:
1-стаканчики; 2-подставка; 3-электролитный мостик;
4- рН-метр (иономер); 5-цинковый электрод; 6-медный электрод
Реакция, протекающая на левом электроде, соответствует процессу окисления
Zn0 – 2e ® Zn2+
Реакция на правом электроде – процессу восстановления.
Cu2+ + 2e ® Cu0
Электрод, на котором происходит окисление, является анодом; электрод, на котором происходит восстановление, является катодом.
Суммарная реакция в гальваническом элементе выражается уравнением:
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
Демонстрационный опыт № 3. Электролиз.
Опыт 1. Электролиз раствора сульфата меди
Взвесить электрод на аналитических весах с точностью до 0,001 г. Опустить электроды в стакан с приготовленным раствором сульфата меди CuSO4 и пропустить постоянный электрический ток. Наблюдать происходящие явления на электродах. После отключения установки вынуть электроды, просушить фильтровальной бумагой электрод, на котором выделилась медь, и тщательно взвесить его. Определить по разнице масс количество выделившейся на электроде меди. Составить уравнение электродных процессов и общее уравнение реакции. Определить выход меди по току.
Опыт 2. Электролиз раствора сульфата натрия
В U–образную трубку налить раствор сульфата натрия. В катодное колено трубки добавить несколько капель лакмуса или метилового оранжевого, в анодное – фенолфталеина. В оба колена трубки опустить тонкие угольные электроды и пропускать постоянный электрический ток. Наблюдать происходящие явления (изменение окраски индикаторов, выделение газов). С чем это связано? Составить электродные процессы с учётом электродных потенциалов и перенапряжения, указать продукты электролиза. Сделать вывод: электролиз какого вещества фактически протекает в данном случае?
- Упражнения и задачи для контроля знаний.
Тема 1. Введение. Электроотрицательность. Валентность. Степень окисления.
|
- Установите соответствие между формулой соединения и значением степени окисления хлора в нём.
Формула вещества:
1) Ca(OCl)2 2) KClO3 3) HClO2 4) FeCl3
Степень окисления:
А) +1 ;Б) +2 ; В) +3 ;Г) +5 ;Д) -1
- Установите соответствие между формулами веществ и степенями окисления марганца.
Формула вещества:
- MnSO4 2) Mn2O7 3) K2MnO4 4) MnO2
Степень окисления:
А) +1 Б)+2 В)+4 Г) +6 Д) +7 Е) +8
- Установите соответствие между формулой вещества и степенью окисления азота в нём.
Формула вещества:
А) (NH4)2SO4 Б) N2H4 В) CH3NO2 4) KNO3
Степень окисления:
1) -3 2) -2 3) -1 4) +2 5) +3 6) +5
5) Установите соответствие между названием химического элемента и возможными значениями его степеней окисления.
Название элемента | Степень окисления |
А) Хлор | 1) -2, -1, 0, +2 |
Б) Фтор | 2) -2, 0, +4, +6 |
В) Фосфор | 3) -3, 0, +3, +5 |
Г) Сера | 4) -1, 0 |
5) -1, 0, +1, +3, +5, +7 | |
6) -4, -2, 0, +2, +4 |
6) Установите соответствие между формулой вещества, степенью окисления и валентностью углерода в нём.
Формула вещества | Степень окисления | Валентность |
I)СН4 | 1) -4 | A) I |
II) НСОН | 2) -2 | Б) II |
III) НСООН | 3) 0 | В) III |
IV) СН3-ОН | 4) +2 | Г) IV |
5) +4 |
7) Соотнесите ион и степень окисления кислотообразующего элемента.
1. Cr2O7 2- А) + 3
2. SO32- Б) + 4
3. CLO41- В) + 7
4. NO21- Г) + 6
8 Одинаковую степень окисления фосфор имеет в каждом из двух веществ, формулы которых:
1) Li3P и P2O5 2) PCl3 и P2O5 3) PH3 и Ca3(PO4)3 4) P2O5 и Na3PO4
9. Степень окисления серы в соединениях, формулы которых H2SO3 и Na2SO4 соответственно равна:
1) +6 и +4 2) -2 и +4 3) +4 и +6 4) +6 и -2
10. Степень окисления азота в соединениях, формулы которых N2O и N2O5 соответственно равна:
1) +2 и +5 2) +1 и +5 3) -1 и +5 4) +2 и +2
11. Одинаковую степень окисления азот имеет в каждом из двух веществ, формулы которых:
1) N2O и HNO2 2) NH3 и Li3N
3) N2O5 и HNO2 4) Cu(NO3)2 и NO2
12. Степень окисления +6 имеет сера в каждом из веществ в группе:
1) H2SO4, (NH4)2SO4, SO3 2) SO2, H2S, SO3
3) H2SO3, SO3, K2SO4 4) SO3, Na2SO4, H2SO3
13. Хлор в веществах, формулы которых KCl, Cl2, Cl2O7, имеет соответственно степени окисления:
1) -1, 0, +7 2) +1, 0, -7 3) -1, +1, +7 4) -1, 0, -2
14. Положительную степень окисления атом кислорода имеет в соединении:
1) H2O 2) H2O2 3) F2O 4) Fe3O4
Задачи по теме «Валентность. Степень окисления».
Задача 1 . При взаимодействии 5.4 г. некоторого металла с соляной кислотой образовалось 6,72 л (н.у.) водорода. В полученной соли металл трехвалентен. С каким металлом был проведен опыт.
Задача 2. При взаимодействии 12 г. некоторого металла с серной кислотой образовался 1 г. водорода. В полученной соли металл двухвалентен. С каким металлом был проведен опыт?
Задача 3. При действии воды на гидрид металла массой 0,84 г выделился водород, объем которого при нормальных условиях составил 896 мл. Определите, гидрид какого элемента был взят, если известно, что элемент проявляет степень окисления + 2.
Задача 4. При взаимодействии щелочно-земельного металла массой 3,425 г. с водой объемом 560 мл. (нормальные условия). Определите, какой металл взят для реакции.
Задача 5. Составьте электронные формулы брома в степенях окисления 0; - 1; + 3. Укажите распределение электронов внешнего энергетического уровня.
Задача 6. В каких степенях окисления атом иода будет иметь такую же электронную формулу, как и атомы благородных газов криптона и ксенона.
Задача 7. Неизвестный металл массой 6, 75 г. соединяется с хлором, объем которого при нормальных условиях равен 8,4 л. Этот же металл может реагировать с иодом, причем в хлориде и иодиде он проявляет одну и ту же степень окисления. Какая масса иодида образуется при взаимодействии металла массой 6,75 г. с иодом
Задача 8. Щелочной металл массой 2,66 г. поместили в избыток молекулярного хлора. Полученное твердое вещество растворили в воде, к раствору добавили избыток раствора нитрата серебра. При этом выпал осадок массой 2,87 г. Какой металл был взят?
Задача 9. Две пластинки одинаковой массы изготовлены из одного металла, степень окисления которого в соединениях равна двум. Пластинки опустили в растворы солей меди и серебра одинаковой концентрации, через некоторое время вынули, высушили и взвесили. Масса первой пластины увеличилась на 0,8%, второй – на 16%. Из какого металла изготовлены пластинки.
Тема 2. Понятие ОВР. Важнейшие окислители и восстановители.
1. Определите, какие процессы относятся к процессам окисления, а какие к процессам восстановления:
S (SO4)2-; S (S2-); Sn Sn4+; K K+;
Br2 2(Br)-; 2H+ H2; H2 2(H)-; V2+ (VO3)-;
(Cl)- (ClO3)-; (IO3)- I2; (MnO4)- (MnO4)2-
2. Определите, какие реакции относятся к окислительно-восстановительным:
А) H2+Br2 2HBr; Б) NH4Cl NH3+HCl; В) NH4NO3 N2O+2H2O;
Г) 2K2CrO4+H2SO4 K2Cr2O7+K2SO4+H2O; Д) Fe+S FeS
3. Кто из этих галогенов окислитель, а кто восстановитель?
Cl2 + I2 + H2O → … + …
4. Какую роль выполняет пероксид водорода в каждой реакции?
H2O2 + KI + H2SO4 →
H2O2 + K2Cr2O7 + H2SO4 →
H2O2 + KNO2 →
5. Какое вещество окислитель? Какое вещество восстановитель?
А) H2O2+H2SO4+FeSO4=Fe2(SO4)3+H2O
Б) KNO2+Cr2O3+KNO3=K2CrO4+NO
В) MnSO4+PbO2+HNO3=HMnO4+Pb(NO3)2+PbSO4+H2O
6. Концентрированная H2SO4 при обычной температуре пассивирует:
A) Zn , Б) Сu , В) AI
7. Концентрированная HNO3 не реагирует с металлом:
A) Ca , Б) Au , В) Mg
8. Разбавленная HNO3 с активными металлами восстанавливается до:
A) NO , Б) N2 , В) N2O
9. Окислително-восстановительные свойства в ряду
HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4
2) уменьшаются | 3) не изменяются |
10. В реакции Cl2 + H2O HCl + HClO хлор выполняет роль
2) восстановителя | 3) и окислителя и восстановителя |
11. Наибольшими восстановительными свойствами обладает кислота:
1) фтороводородная; 2) хлороводородная; 3) бромоводородная; 4) иодоводородная.
12. Восстановительные свойства пероксид водорода проявляет в реакции:
2) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 | 3) FeSO4 + H2O2 + H2SO4 |
13. Реакция, протекающая без изменения степеней окисления элементов:
1) взаимодействие белого фосфора с кислородом
2) взаимодействие негашенной извести с водой
3) разложение нитрата натрия
14. Укажите формулу частицы способной выполнять роль и окислителя и восстановителя:
2) S2- | 3) Cu2+ |
15. В реакции, представленной схемой
Cr2S3 + Mn2+ + NO3- + CO32- CrO42- +MnO42- + NO + CO2 + SO42- Окисляются следующие элементы:
3) углерод, сера, хром | |
2) марганец, сера, хром |
16. Уравнение, отображающее реакцию окисления-восстановления.
3) Na2CO3+2HCl=2NaCl+CO2+H2O | |
2) 2HgO 2Hg + O2 |
17. Выберите реакцию, протекающую с изменением степеней окисления.
1) Диоксида марганца с хлороводородной кислотой
2) Кристаллического хлорида натрия с концентрированной серной кислотой
3) Оксида натрия с триоксидом серы
Задачи по теме «Понятие ОВР. Важнейшие окислители и восстановители».
- Вычислите массу оксида серы (VI), который образовался при окислении кислородом оксида серы (IV) массой 16 г., если выход продукта реакции составляет 80% от теоретически возможного.
- Вычислите объем аммиака, который можно получить из порции азота объемом 10 л., если выход продукта в ходе синтеза составит 16% от теоретически возможного.
- Вычислите массу горячего концентрированного раствора азотной кислоты с массовой долей 98 %, который потребуется для взаимодействия с навеской меди массой 32 г. для получения оксида азота (IV).
Тема 3 - 4. Методы составления ОВР. Классификация ОВР.
1. Коэффициент перед формулой окислителя равен двум в уравнении химической реакции:
1) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
2) PbS + H2O2 PbSO4 + H2O;
3) NaOCl + KI + H2SO4 I2 + NaCl + K2SO4 + H2O
4) Н2S + HNO3 H2SO4 + NO + H2O;
5) CH2O + K2Cr2O7 + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + CO2 + H2O;
2. Протекание реакции диспропоционирования сопровождается увеличением и уменьшением степени окисления одного и того же элемента. К ним нельзя отнести реакцию, уравнение которой:
1) 2NO2 + H2O HNO3 + HNO2
2) 2FeSO4 + 2H2O (FeOH)2SO4 + H2SO4
3) 3K2MnO4 + 2H2O 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH
3. Раложение бертолетовой соли окислительно-восстановительная реакция:
2) межмолекулярная | 3) диспропорционирования |
4) Определите тип следующих ОВР:
5) Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель. Определите тип окислительно-восстановительной реакции
1. Cu + HNO3(разб.) Cu(NO3)2 + NO + H2O
2. Cu + HNO3(конц.) Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
3. Zn + HNO3(конц.) ZnSO4 + H2S + H2O
4. CuO + NH3 Cu+ N2 + H2O
5. Fe2O3 + CO ® Fe + CO2
6. (NH4)2CrO4 ® Cr2O3 + N2 +H2O + NH3
7. H2O2 ® H2O + O2
8. H2S + SO2 = S + H2O
6) Расставьте коэффициенты методом полуреакций:
А) КMnO4+ H2SO4 + Na2SO3 = MnSO4 + H2O + Na2SO4 + K2SO4
Б) СrСl3 + KОН + Вr2 =2K2CrO4+ H2O + KВr + KCl
Задачи по теме «Методы составления ОВР. Классификация ОВР.
- Вычислите массу фосфора, который можно получить при восстановлении углем фосфорита массой 193,75 г, содержащего чистого фосфата кальция. Выход продукта от теоретически возможного 90%.
- Навеску фосфора массой 9,3 г сожгли в избытке кислорода. Прдукт реакции растворили в порции 10% - го раствора гидроксида натрия массой 200 г. Вычислите: а) массы образовавшихся солей; б) массовые доли этих солей в растворе.
- При сгорании 15,4 г смеси магния и цинка образовалось 20,2 г смеси продуктов реакции. Определите массовые доли веществ в смеси.
- Масса оксида азота, полученного при каталитическом окислении 5 л аммиака (н.у.), равна_______г. (Запишите число с точностью до десятых).
- 2 моль кремния кипятили в 200 г 40%-ного раствора едкого натра. Приведенный к нормальным условиям объем газообразного продукта реакции равен ____________ л. (Запишите число с точностью до десятых).
Тема 6. Металлы в окислительно-восстановительных процессах.
1. В реакции оксида хрома (III) с алюминием восстановительные свойства проявляет:
1. Сr 3+ 2. Al0 3. О2- 4. Cr0
2. Восстановительные свойства в водных растворах проявляет:
1.сульфид натрия 2.сульфат натрия
3.фосфат натрия 4.карбонат натрия
3. В реакции оксида железа (III) с оксидом углерода (II) окислителем является:
1. Fe 0 2. С+2 3. Fe 3+ 4. С+4
4. В уравнении ОВР
Cu + HN О3 (разб.) = Cu ( N О3 ) 2 + N О + Н2 О
коэффициент перед окислителем: 1)8 2)10 3)6 4)4
Ответ подтвердите составлением электронного баланса
5. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:
P + НNО3 = N О2 + … . Определите окислитель и восстановитель.
6. При электролизе водного раствора какой соли на катоде и аноде будут выделяться газообразные вещества:
1. AgNO 3 2. KNO 3
3. CuCl 2 4. SnCl2
7. Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора на инертных электродах:
ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА
А) Al 2 (SO 4) 3 1)гидроксид металла, кислота
Б) CsOH 2)металл, галоген
B) Hg(NO 3) 2 3)металл, кислород
Г) AuBr 3 4)водород, галоген
5)водород, кислород
6)металл, кислота, кислород
8. Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде, и общее уравнение электролиза водного раствора нитрата калия на инертных электродах.
9. Коэффициент перед окислителем в уравнении реакции, схема которой
NН3 +О2 = N О + Н2 О, равен :
1)1 2)2 3)3 4)5
Ответ подтвердите составлением электронного баланса
10. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:
K2Cr2O7+ НCl = Cl2 + KCl + … + … .
Определите окислитель и восстановитель.
11. Выделение кислорода происходит при электролизе водного раствора соли:
1. MgCl 2 2. CuSO 4 3. NaBr 4.FeBr2
12. Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора на инертных электродах:
ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА
А) Al Cl3 1) металл, галоген
Б) RbOH 2) гидроксид металла, хлор, водород
B) Hg(NO 3) 2 3)металл, кислород
Г) AuCl 3 4)водород, галоген
5)водород, кислород
6)металл, кислота, кислород
13. Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде, и общее уравнение электролиза водного раствора иодида калия на инертных электродах.
14. При электролизе водного раствора нитрата калия на аноде выделяется:
1. кислород 2. оксид азота (4) 3. азот 4. водород
15. Установите соответствие между металлом и способом его электролитического получения:
ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА
А) калий 1) расплавленного нитрата
Б) магний 2)водного раствора гидроксида
B) медь 3)расплава хлорида
Г) свинец 4)расплавленного оксида
5)раствора оксида в расплавленном криолите
6) водного раствора солей
16. Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде, и общее уравнение электролиза водного раствора иодида кальция на инертных электродах.
17. Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде, и общее уравнение электролиза водного раствора сульфата ртути(II) на инертных электродах
Задачи по теме «Металлы в ОВР»
- Какая масса натрия выделится на катоде при электролизе расплава натрия, если на аноде выделился иод массой 762 г?
- Один из способов промышленного получения кальция – электролиз расплавленного хлорида кальция. Какая масса металла будет получена, если известно, что в результате электролиза выделился хлор объемом 896 л (н.у.)?
- При электролизе водного раствора гидроксида калия с инертными электродами на катоде выделился молекулярный водород, объемом которого при нормальных условиях равен 11,2 л. Какой объем кислорода выделится при этом на аноде?
- В воде массой 400 г растворили хлорид натрия массой 46,8 г. В раствор поместили инертные электроды и пропустили постоянный электрический ток, собрав хлор, объем которого при нормальных условиях составил 2,24 л. Определите массовую долю хлорида натрия в растворе после электролиза.
- В водный раствор сульфата меди (II) поместили две медные пластинки массой 10 г каждая. К электродам подключили источник постоянного тока. Через некоторое время пластинку, которая служила при электролизе анодом, растворили в концентрированной азотной кислоте, к раствору добавили избыток гидроксида натрия, получив гидроксид меди (II) массой 2,45 г. Чему равна масса катода после электролиза?
- В раствор массой 200 г с массовой долей бромида калия 11,9% поместили инертные электроды. Через некоторое время получили бром массой 1,6 г. Считая, что бром удален из раствора, определите массовую долю бромида калия в растворе после электролиза.
- Какие процессы будут протекать на катоде и аноде при электролизе водного раствора, содержащего хлорид натрия, сульфат меди, нитрат цинка? Укажите последовательность их протекания, используя табличные данные стандартных электродных потенциалов.
8. Цинковую пластинку опустили в раствор нитрата серебра. Какая масса цинка перешла в раствор, если масса раствора уменьшилась на 3,02 г?
9. Никелевая пластинка массой 15 г опущена в раствор хлорида золота(III). Через некоторое время масса пластинки стала равной 16,561 г. Какая масса хлорида золота прореагировала?
10. В раствор медного купороса погрузили железную пластинку. Определить массу выделившейся на ней меди, если масса пластинки увеличилась на 1,2 г.
11. В 100 мл раствора, содержащего по 0,01 моль нитратов серебра, магния и свинца, погрузили пластинку массой 11,2 г. Найти массы вытесненных металлов.
12. В 500 мл раствора нитратов меди, натрия и серебра с концентрациями (в моль/л) соответственно 0,05, 0,1 и 0,1 поместили 3,6 г цинка. Определить массы вытесненных металлов.
Итоговое тестирование по теме ОВР.
1. Степень окисления атома в соединении – это…
А) Число его валентных электронов,
Б) Условный заряд при условии, что все связи ионные.
В) Число электронов, недостающее до завершения внешнего слоя.
Г) Число электронных пар, связывающих атом с соседними атомами.
2. Какой из данных элементарных ионов способен проявлять только функцию окислителя?
А) Н+, Б) Н-, В) I-, Г) Cu+
3. Какой из данных элементарных ионов способен проявлять только функцию восстановителя?
А) Ca2+, Б) Fe2+, В) H+, Г) Au-
4. Какой из данных сложных ионов способен проявлять только функцию окислителя?
А) CrO42-, Б) NH4+. В) AlH4-, Г) S2O32-
5. Какой из данных сложных ионов способен проявлять только функцию восстановителя?
А) MnO42-, Б) PO43-, В) [I2I] -, Г) SiO44-
6. Какое из соединений обладают двойственной функцией?
А) H4P2O7, Б) NH4NO3, В) Na2Cr2O7, Г) KClO4
7. Какое из приведенных соединений способно к реакции диспропорционирования?
А) KClO4, Б) Br2, В) KMnO4, Г) NH3
8. В каком соединении хлор проявляет степень окисления +1?
А) Cl2O, Б) CH3Cl, В) CaCl2, Г) SOCl2
9. Среди данных процессов укажите окислительные процессы.
А) H2O2 → H2O, Б) MnO4- →MnO42-, В) NH4+ → NO3-, Г) H2O2 → O2
10. Среди данных процессов укажите восстановительные процессы.
А) H2O2 → H2O, Б) MnO4- →MnO42-, В) NH4+ → NO3-, Г) H2O2 → O2
11. Какие схемы не отражают протекание ОВР?
А) Cr2O72- + H2O→ 2CrO42- + 2H+, Б) Zn + 2H+ → Zn2+ + H2,
В) CO32- + H2O +CO2→2HCO3-, Г) Fe2+ + NO3-+ 2H+→ Fe3+ + NO2 + H2O
12. Какие из процессов относятся к ОВР?
А) Образование озона во время грозы, Б) Скисание молока, В) Обжиг пирита (FeS2) при производстве серной кислоты, Г) Оседание взвешенных примесей при добавлении к сточным водам Al2(SO4)3
13. В какой среде протекает процесс восстановления перманганат - иона по схеме: MnO4- → MnO2?
А) Кислой, Б) Щелочной, В) Нейтральной, Г) Среда не играет существенной роли
14. В какой среде протекает процесс восстановления перманганат - иона по схеме: MnO4- → Mn2+?
А) Кислой, Б) Щелочной, В) Нейтральной, Г) Среда не играет существенной роли
15. В какой среде протекает процесс восстановления перманганат - иона по схеме: MnO4- → MnO42-?
А) Кислой, Б) Щелочной, В) Нейтральной, Г) Среда не играет существенной роли
16. Какие вещества не могут выделяться при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами?
А) NO2, Б) H2, В) N2, Г) NO
17. Какую функцию выполняет пероксид водорода в окислительно- восстановительном процессе, если продуктами реакции являются молекулярный кислород?
А) Окислителя, Б) Восстановителя, В) Реакционной среды, Г) Растворителя
18. Какую функцию выполняет пероксид водорода в окислительно- восстановительном процессе, если продуктами реакции являются вода?
А) Растворителя, Б) Восстановителя, В) Реакционной среды, Г) Окислителя
19. Как называются окислительно – восстановительные реакции, в ходе которых атомы одного и того же элемента являются и окислителем, и восстановителем?
А) Реакции самоокисления – самовосстановления. Б) Реакции дисмутации.
В) Внутримолекулярные реакции. Г) Реакции диспропорционирования.
20. Какие из предлагаемых схем превращений соответствуют внутримолекулярным окислительно – восстановительным реакциям?
А) NH4NO3 → N2O + H2O
Б) Cl2 + NaOH → Na2ClO3 + NaCl
В) S + NaOH → Na2SO3 + Na2S
Г) (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + H2O
21. Оцените правильность следующих суждений:
1) 1) Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1(кроме бора и кремния), с металлами, бором и кремнием - степень окисления водорода равна -1.
2) Кислород в оксидах, как правило, имеет степень окисления -2. В пероксидах его степень окисления равна -1 (H2O2, Na2O2), в соединении с фтором – (+2) - OF2, в супероксидах – (-1/2), в озонидах – (-1/3).
А) Верны оба суждения. Б) Неверны оба суждения. В) Верно только первое суждение.
Г) Верно только второе суждение.
22. Какие из предлагаемых схем превращений соответствуют окислительно – восстановительным реакциям диспропорционирования?
А) NH4NO3 → N2O + H2O
Б) Cl2 + NaOH → Na2ClO3 + NaCl
В) S + NaOH → Na2SO3 + Na2S
23. Какая реакция ошибочна?
А) H2SO4+2Ag → Ag2SO4+ H2↑
Б) 2H2S+4Ag+ O2→2AgS+ 2H2O
В) 2H2SO4+ 2Ag→ Ag2SO4+SO2↑+ 2H2O
Г) 2AgNO3 + K2SO4 → Ag2SO4+ 2KNO3
24. Подберите коэффициенты методом электронного баланса в уравнениях реакций, укажите окислитель и восстановитель.
А) K2MnO4 + H2O = KMnO4 +MnO2 +KOH
Б) PbS + H2O2 = PbSO4 + H2O
В) NaBrO3 +NaBr + H2SO4 = Br2 + Na2SO4 + H2O
Г) Cr2O3 + NaNO3 + NaOH = Na2CrO4 + NaNO2 + H2O
25. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты, используя метод электронного или ионно-электронного баланса:
А) Cr(OH)3 + Br2 + KOH K2CrO4 + …… + H2O
Б) Ca + H2O
В) Fe + HNO3 (разб)
Г) KMnO4 + KNO2 + H2O
Д) KMnO4 + K2SO3 + KOH
26. Вычислить массовую долю вещества, получившегося в результате электролиза 400 мл 10%-го раствора гидроксида натрия (
27. Масса магниевой пластинки, опущенной на некоторое время в раствор нитрата серебра, изменилась на 3 г. Найти количество (моль) серебра, выделившегося на пластинке.
- Приложение № 4.
Перечень тем творческих проектов учащихся.
- Гальванический элемент.
- Стандартные электродные потенциалы металлов.
- Реакции возможные и невозможные. Энергия Гиббса.
- Электролиз как окислительно-восстановительный процесс.
- Электролиз на практике.
- Окислительно-восстановительные реакции в металлургии.
- Окислительно-восстановительные реакции в органическом синтезе.
- Окислительно-восстановительные реакции в природе. Круговорот азота в природе.
- ОВР в природе. Круговорот серы в природе.
- ОВР в природе. Круговорот углерода в природе.
- Коррозия металлов как окислительно-восстановительный процесс. Методы борьбы с коррозией.
- Топливный элемент – электрохимический источник электрического тока.
- ОВР в быту «Горящая спичка».
- ОВР в отбеливании и дезинфекции.
- ОВР в фотографии.
- ОВР в обмене веществ.
По теме: методические разработки, презентации и конспекты
Элективные курсы по химии "РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ ПО ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ" для 10 класса
Элективные курсы по химии "РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ ПО ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ" (поурочные планы с решениями задач) ...
Элективные курсы по химии "РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ" для 11 класса
Элективные курсы по химии "РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ" (поурочные планы с решениями задач)...
Рабочая программа элективного курса по математике "Решение задач с модулем и параметрами" для 9 класса
Рабочая прогамма элективного курса по математике "Решение задач с модулем и параметрами" для 9 класса составлена в соответствии с федеральным компонентом Государственного образовательного стандарта ос...
Элективный курс по химии «Решение задач по органической химии» (для учащихся 10-ых классов, 34 часа)
Программа элективного курса «Решение задач по органической химии» предназначена профильной подготовки учащихся 10 класса с ориентацией на физико-химический профиль. Она рассчитана 34 часа (по 1 ...
Элективный курс по химии «Решение задач по общей химии» физико химический профиль (для учащихся 11-ых классов, 34 часа)
Программа элективного курса «Решение задач по общей химии» предназначена профильной подготовки учащихся 11 класса с ориентацией на физико-химический профиль. Она рассчитана 34 часа (по 1 часу в ...
Программа элективного курса по химии «Решение задач повышенной сложности» для учащихся 10 класса, Сысоева Татьяна Ивановна - учитель химии высшей категории
Программа элективного курса по химии «Решение задач повышенной сложности» для учащихся 10 класса, Сысоева Татьяна Ивановна - учитель химии высшей категории...