Бюджетное образовательное учреждение города Омска "Средняя общеобразовательная школа №47 с углубленным изучением отдельных предметов"
Методическая разработка
урока химии в 11 классе
в контексте подготовки к ЕГЭ
по теме
«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»
разработала учитель химии:
Гольцева Наталья Яковлевна
2014 год
Цель:
продолжить формирование понятий «степень окисления», «окислитель», «восстановитель», «окислительно – восстановительные реакции», «метод электронного баланса»;
напомнить учащимся правила написания уравнений окислительно-восстановительных реакций и расстановку коэффициентов методом электронного и электронно-ионного баланса;
познакомить учащихся с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций в различных средах;
познакомить учащихся с заданиями ЕГЭ, рассматривающих данные вопросы;
Задачи:
Образовательные задачи:
- повторить основные понятия об окислении и восстановлении, степени окисления, окислителях и восстановителях, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций;
- выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного и электронно-ионного баланса.
Развивающие задачи:
- способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету;
- способствовать развитию речи учащихся;
- формирование умения анализировать, сопоставлять, и обобщать знания по теме;
- способствовать овладению учащимися всеми видами памяти.
Воспитательные задачи:
- воспитание осознанной потребности в знаниях;
- совершенствовать умение выслушивать мнение каждого члена коллектива, делать самостоятельные выводы;
- развитие любознательности.
Тип урока: комбинированный (словесно – наглядно – практический).
Методическое оснащение урока:
1. Материально-техническая база:
— кабинет химии, персональный компьютер, медиапроектор.
2. Дидактическое обеспечение:
— рабочая тетрадь учащихся;
— презентация в Power Point ;
— материалы для контроля знаний учащихся.
План урока:
Актуализация знаний.
Повторение полученных знаний. Объяснение новой темы.
Закрепление изученного материала.
Домашнее задание.
I. Актуализация знаний.
Беседа по материалу, зученному ранее. Вопросы к беседе:
Какие реакции называются окислительно- восстановительными?
Что такое окисление?
Какой процесс называется восстановлением?
Как называются вещества, отдающие электроны?
Как называются вещества, принимающие электроны?
Что такое «степень окисления»?
Что происходит со степенью окисления элемента в процессе
его восстановления?
8)Что происходит со степенью окисления элемента в процессе
его окисления?
9)Как классифицируются ОВР?
10) Какой элемент в ПС является самым сильным окислителем?, восстановителем?
11) Какие элементы в ПС имеют постоянные степени окисления и какие конкретно?
12) Приведите примеры соединений, содержащих в своем составе атомы серы, которые будут проявлять: а) только окислительные, б) только восстановительные; в) и окислительные, и восстановительные свойства?
II.Основная часть урока. Повторение полученных знаний. Объяснение новой темы.
Данную тему можно поделить на несколько блоков:
повторение понятия степени окисления
повторение понятий окислительно – восстановительные реакции, окислитель, восстановитель.
Методы написания уравнений окислительно-восстановительных реакций.
1.Степень окисления
Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна (условный заряд атома, который мы приписываем ему в случае принятия или отдачи электронов).
Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.
Степень окисления - формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.
Например:
N2H4 (гидразин)
степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.
2.Расчет степени окисления (слайд)
Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:
1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na0; H20).
2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.
3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F2-1O+2 и пероксидов, содержащих группу–O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).
4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.
Примеры:
V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K+1Cl+7O4-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na2+1Cr2+6O7-2
3. Реакции без и с изменением степени окисления (слайд)
Существует два типа химических реакций:
A Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:
Реакции присоединения
SO2 + Na2O Na2SO3
Реакции разложения
Cu(OH)2 – t CuO + H2O
Реакции обмена
AgNO3 + KCl AgCl + KNO3
NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O
B Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:
2Mg0 + O20 2Mg+2O-2
2KCl+5O3-2 –t 2KCl-1 + 3O20
2KI-1 + Cl20 2KCl-1 + I20
Mn+4O2 + 4HCl-1 Mn+2Cl2 + Cl20 + 2H2O
Такие реакции называются окислительно - восстановительными.
5. Окисление, восстановление
В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:
H20 - 2ē 2H+ 2Br - - 2ē Br20
S-2 - 2ē S0
Al0 - 3ē Al+3
Fe+2 - ē Fe+3
Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.
Mn+4 + 2ē Mn+2
S0 + 2ē S-2
Cr+6 +3ē Cr+3
Cl20 +2ē 2Cl-
O20 + 4ē 2O-2
Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.
6. Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов
Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции. Напоминаем также, что в периодах с увеличением порядкового номера элемента восстановительные свойства простых веществ понижаются, а окислительные повышаются. Например, во втором периоде самый активный восстановитель – литий, а самый активный окислитель – фтор(это связано с числом электронов на внешнем энергетическом уровне атома и его радиусом).У элементов главных подгрупп с увеличением порядкового номера усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные (это связано с увеличением радиуса атома). Лучшие восстановители – щелочные металлы (Fr, Сs), лучшие окислители – галогены (F, Сl). Неметаллы в отличие от металлов могут быть окислителями и восстановителями.
Вместе с учащимися отмечаем, что окислительные и восстановительные свойства сложного вещества зависят от степени окисления атома входящего в него элемента. Например, в HNO3 атом азота проявляет с.о. = +5, это высшая его степень окисления. Значит, он может только принимать электроны, понижая при этом свою степень окисления. Поэтому азотная кислота – сильный окислитель. В NН3 атом азота проявляет низшую с. о. = –3, он может только отдавать электроны. Поэтому аммиак – восстановитель.
Важнейшие восстановители и окислители (слайд)
Восстановители | Окислители |
Металлы, водород, уголь. Окись углерода (II) (CO). Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе. | Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе. |
7. Классификация окислительно-восстановительных реакций А)Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции (слайд)
Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:
S0 + O20 S+4O2-2
S - восстановитель; O2 - окислитель
Cu+2O + C+2O Cu0 + C+4O2
CO - восстановитель; CuO - окислитель
Zn0 + 2HCl Zn+2Cl2 + H20
Zn - восстановитель; HСl - окислитель
Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4 I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O
KI - восстановитель; MnO2 - окислитель.
Б)Внутримолекулярные окислительно - восстановительные реакции (слайд)
Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.
2KCl+5O3-2 2KCl-1 + 3O20
Cl+5 - окислитель; О-2 - восстановитель
N-3H4N+5O3 N2+1O + 2H2O
N+5 - окислитель; N-3 - восстановитель
2Pb(N+5O3-2)2 2PbO + 4N+4O2 + O20
N+5 - окислитель; O-2 - восстановитель
В)Реакции Диспропорционирования (слайд) – окислительно - восстановительные реакции, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.
Cl20 + 2KOH KCl+1O + KCl-1 + H2O
3K2Mn+6O4 + 2H2O 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH
3HN+3O2 HN+5O3 + 2N+2O + H2O
2N+4O2 + 2KOH KN+5O3 + KN+3O2 + H2O
8. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
A Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, принятых окислителем.
Алгоритм составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (слайд):
1.Записывают схему реакции. | KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O |
2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются. | KMn+7O4 + HCl-1 KCl + Mn+2Cl2 + Cl20 + H2O |
3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем. | Mn+7 + 5ē Mn+2 2Cl-1 - 2ē Cl20 |
4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления. | Mn+7 + 5ē Mn+2 | 2 | 2Cl-1 - 2ē Cl20 | 5 | –––––––––––––––––––––––– 2Mn+7 + 10Cl-1 2Mn+2 + 5Cl20 |
5. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции. | 2KMn+7O4 +16HCl-1 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O |
Самостоятельно предлагаем решить уравнения окислительно-восстановительных реакций:
P + KClO3 → KCl + P2O5
KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O
B Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды (слайд): :
2Cl1- – 2ē | Cl20 | | 5 |
MnO41- + 8H+ | + 5ē | Mn2+ + 4H2O | 2 |
7+ | | 2+ | |
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
10Cl- + 2MnO41- + 16H+ 5Cl20 + 2Mn2+ + 8H2O
(для уравнивания ионной полуреакции используют H+, OH- или воду)
Самостоятельно предлагаем записать уравнение окислительно-восстановительных реакций:
9. Типичные реакции окисления-восстановления Реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя (слайд):
При взаимодействии перманганата калия с восстановителем образуются различные продукты восстановления в зависимости от pH среды.
Реакции в кислой среде.
5K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 6K2S+6O4 + 2Mn+2SO4 + 3H2O
электронный баланс
Mn+7 + 5ē Mn+2 | 2 |
S+4 – 2ē S+6 | 5 |
метод полуреакций
MnO4- + 8H+ + 5ē Mn2+ + 4H2O | 2 |
SO32- + H2O – 2ē SO42- + 2H+ | 5 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO4- + 16H+ + 5SO32- + 5H2O 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+
или 2MnO4- + 6H+ + 5SO32- 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-
(Фиолетовый раствор KMnO4 обесцвечивается при добавлении раствора K2SO3.)
Остальные примеры предлагаем разобрать самостоятельно и проверить на слайдах.
Реакции в нейтральной среде
3K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + H2O 3K2S+6O4 +2Mn+4O2 + 2KOH
электронный баланс
S+4 – 2ē S+6 | 3 |
Mn+7 + 3ē Mn+4 | 2 |
метод полуреакций:
MnO41- + 2H2O + 3ē MnO2 + 4OH- | 2 |
SO32- + 2OH- - 2ē SO42- + H2O | 3 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO4- + 4H2O + 3SO32- + 6OH- 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 3H2O
или 2MnO4- + H2O + 3SO32- 2MnO2 + 2OH- + 3SO42-
(Фиолетовый раствор KMnO4 после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка).
Реакции в щелочной среде.
K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 2KOH K2S+6O4 +2K2Mn+6O4 + H2O
электронный баланс
S+4 – 2ē S+6 | 1 |
Mn+7 + 1ē Mn+6 | 2 |
метод полуреакций:
SO32- + 2OH- - 2ē SO42- + H2O | 1 |
MnO41- + ē MnO42- | 2 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––
SO32- + 2OH- + 2MnO4- SO42- + H2O + 2MnO42-
(Фиолетовый раствор KMnO4 превращается в зеленоватый раствор K2MnO4)
Таким образом,
Реакции с дихроматом калия в качестве окислителя
Степень окисления хрома понижается с +6 до +3. Наблюдается изменение окраски реакционной массы с желто-оранжевого цвета до зеленого или фиолетового.
1)K2Cr2+6O7 + 3H2S-2 + 4H2SO4 K2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + 3S0 + 7H2O
электронный баланс:
2Cr+6 + 6ē 2Cr+3 | 1 |
S-2 - 2ē S0 | 3 |
метод полуреакций:
Cr2O72- + 14H+ + 6ē 2Cr3+ + 7H2O | 1 |
H2S0 - 2ē S0 + 2H+ | 3 |
––––––––––––––––––––––––––––––––––
Cr2O72- + 8H+ + 3H2S 2Cr3+ + 7H2O + 3S0
2) K2Cr2+6O7 + 6Fe+2SO4 + 7H2SO4 3Fe2+3(SO4)3 + K2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + 7H2O
электронный баланс:
2Cr+6 + 6ē 2Cr+3 | 1 |
Fe+2 – ē Fe+3 | 6 |
метод полуреакций:
Cr2O72- + 14H+ + 6ē 2Cr3+ + 7H2O | 1 |
Fe2+ - ē Fe3+ | 6 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––
6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
3) K2Cr2+6O7 + 14HCl-1 3Cl20 + 2KCl + 2Cr+3Cl3 + 7H2O
электронный баланс:
2Cr+6 + 6ē 2Cr+3 | 1 |
2Cl-1 – 2ē Cl20 | 3 |
метод полуреакций:
Cr2O72- + 14H+ + 6ē 2Cr3+ + 7H2O | 1 |
2Cl1- - 2ē Cl20 | 3 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––
Cr2O72- + 6Cl- + 14H+ 2Cr3+ + 3Cl20 + 7H2O
Окислительные свойства азотной кислоты
Окислителем в молекуле азотной кислоты является N+5, который в зависимости от концентрации HNO3 и силы восстановителя (например, активности металла) принимает от 1 до 8 электронов, образуя
N+4O2; N+2O; N2+1O; N20; N-3H3(NH4NO3);
1) Cu0 + 4HN+5O3(конц.) Cu+2(NO3)2 + 2N+4O2 + 2H2O
электронный баланс:
Cu0 – 2ē Cu+2 | 1 |
N+5 + ē N+4 | 2 |
метод полуреакций:
Cu0 – 2ē Cu+2 | 1 |
NO3- + 2H+ + ē NO2 + H2O | 2 |
––––––––––––––––––––––––––––––––
Cu0 + 2NO3- + 4H+ Cu2+ + 2NO2 + 2H2O
2) 3Ag0 + 4HN+5O3(конц.) 3Ag+1NO3 + N+2O + 2H2O
электронный баланс:
Ag0 - ē Ag+ | 3 |
N+5 + 3ē N+2 | 1 |
метод полуреакций:
Ag0 - ē Ag+ | 3 |
NO3- + 4H+ + 3ē NO + 2H2O | 1 |
––––––––––––––––––––––––––––––
3Ag0 + NO3- + 4H+ 3Ag+ + NO + 2H2O
3) 5Co0 + 12HN+5O3(разб.) 5Co+2(NO3)2 + N20 + 6H2O
электронный баланс:
Co0 - 2ē Co+2 | 5 |
2N+5 + 10ē N20 | 1 |
метод полуреакций:
Co0 - 2ē Co+2 | 5 |
2NO3- + 12H+ + 10ē N2 + 6H2O | 1 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––
5Co0 + 2NO3- + 12H+ 5Co2+ + N2 + 6H2O
4) 4Ca0 + 10HN+5O3(оч.разб.) 4Ca+2(NO3)2 + N-3H4NO3 + 3H2O
электронный баланс:
Ca0 - 2ē Ca+2 | 4 |
N+5 + 8ē N-3 | 1 |
метод полуреакций:
Ca0 - 2ē Ca+2 | 4 |
NO3- + 10H+ + 8ē NH4+ + 3H2O | 1 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––
4Ca0 + NO3- + 10H+ 4Ca2+ + NH4+ + 3H2O
При взаимодействии HNO3 с неметаллами выделяется, как правило, NO
1) 3C0 + 4HN+5O3 3C+4O2 + 4N+2O + 2H2O
электронный баланс:
C0 - 4ē C+4 | 3 |
N+5 + 3ē N+2 | 4 |
метод полуреакций:
C0 + 2H2O - 4ē CO2 + 4H+ | 3 |
NO3- + 4H+ + 3ē NO + 2H2O | 4 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
3C0 + 6H2O + 4NO3- + 16H+ 3CO2 + 12H+ + 4NO + 8H2O
или 3C0 + 4NO3- + 4H+ 3CO2 + 4NO + 2H2O
2) 3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O 3H3P+5O4 + 5N+2º
электронный баланс:
P0 - 5ē P+5 | 3 |
N+5 + 3ē N+2 | 5 |
метод полуреакций:
P0 + 4H2O - 5ē PO43- + 8H+ | 3 |
NO3- + 4H+ + 3ē NO + 2H2O | 5 |
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
3P0 + 12H2O + 5NO3- + 20H+ 3PO43- + 24H+ + 5NO + 10H2O
или 3P0 + 2H2O + 5NO3- 3PO43- + 4H+ + 5NO
Пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях
1. Обычно пероксид водорода используют как окислитель:
H2O2 + 2HI-1 I20 + 2H2O
электронный баланс:
2I- - 2ē I20 | 1 |
[O2]-2 + 2ē 2O-2 | 1 |
метод полуреакций:
2I- - 2ē I20 | 1 |
H2O2 + 2H+ + 2ē 2H2O | 1 |
––––––––––––––––––––––
2I- + H2O2 + 2H+ I2 + 2H2O
При действии сильных окислителей пероксид водорода может окисляться, образуя кислород и воду.
5H2O2 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 5O20 + K2SO4 + 2Mn2+SO4 + 8H2O
электронный баланс:
[O2]-2 - 2ē O20 | 5 |
Mn+7 + 5ē Mn+2 | 2 |
метод полуреакций:
MnO4- + 8H+ + 5ē Mn2+ + 4H2O | 2 |
H2O2 - 2ē O2 + 2H+ | 5 |
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO4- + 5H2O2 + 16H+ 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 + 10H+
или 2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 8H2O + 5O2
Вывод: Мы познакомились с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций в различных средах.
Вспомнили, как расставлять коэффициенты методом электронного и электронно-ионного баланса.
Повторение и обобщение завершается небольшой самостоятельной работой.
(Задания решаем в виде тестов, похожих на задания в ЕГЭ)
III. Закрепление изученного материала.
Вариант 1
1. Какой из неметаллов является сильным окислителем?
фтор
сера
озон
кремний
2. Степень окисления серы в сульфате калия равна
+6
+4
0
-2
3. В каких из приведенных реакций атом хлора выступает в роли восстановителя
Cu + Cl2 = CuCl2
HCl + NaOH = NaCl + H2O
HCl + MnO2= MnCl2 + Cl2 + H2O
Cl2 + H2= HCl
NaCl = Na + Cl2
4. Используя метод электронного баланса составить уравнение реакции, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель
PbS + H2O2 → PbSO4 + H2O
5. Используя метод электронного и электронно-ионного баланса составить уравнение реакции, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель
KMnO4+H2O+Na2SO3 → Na2SO4+MnO2+KOH
KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2MnO4 + K2 SO4 + H2O
KMnO4+H2SO4+NaNO2 →……………
Вариант 2
1. В каком из перечисленных соединений атом серы находится в степени окисления +6
1. FeSO4
2. S
3. SO2
4. К2SO4
2. Какой элемент восстанавливается в реакции
Fe2O3 + CO = Fe + СО2
1.железо
2.кислород
3. углерод
3. Выберите уравнения реакций, в которых элемент углерод является окислителем.
C + 2H2 = CH4
2С + O2 = 2CO
CO2 + 2Mg = 2MgO + C
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
C + 2H2SO4 = CO2 + 2H2O + 2SO2
4. Используя метод электронного баланса составить уравнение реакции, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель
NaNO2 + NH4Cl → NaCl + 2H2O + N2
5. Используя метод электронного и электронно-ионного баланса составить уравнение реакции, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель
KI + H2SO4 + NaNO2 → I2 + K2SO4 + Na2SO4 + NO + H2O
KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O
KMnO4+NaOH+Na2SO3 → …………………
IV. Домашнее задание.
Допишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса:
KMnO4 + HBr
KMnO4 + K2SO3 + H2O
KMnO4 + K2SO3 + KOH
Анализ проведенного урока.
В результате проведения данного урока удалось достичь поставленных целей. Учащиеся повторили понятие «степень окисления», повторили расчет степени окисления, решение ОВР методом электронного и электронно-ионного баланса. А также познакомились с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций в различных средах. Урок получился достаточно насыщенным и объемным, поэтому я считаю целесообразно сдваивать уроки. На одном занятии даем понятие, на другом отрабатываем и закрепляем. Учащимся в конце урока была дана самостоятельная работа, содержащая задания ЕГЭ. С заданиями работы они справились хорошо. Проблемы возникли с решением последнего задания (последний пример), ОВР с пропусками веществ справа. Аналогичное задание находится в третьей части С теста ЕГЭ (С1). Я считаю, что за 1-2 урока нельзя отработать задание с предположением образовавшихся продуктов. В связи с подготовкой к сдаче ЕГЭ наверно было бы целесообразно немного изменить планирование уроков и на некоторые темы увеличить количество часов, а некоторые давать в ознакомительном плане. Поэтому данные задания мы отрабатываем на факультативных занятиях. В итоге учащиеся при сдаче ЕГЭ справились с заданием С1.