Муниципальное общеобразовательное учреждение

«Лянторская средняя общеобразовательная школа №4»

Утверждаю: Рекомендовано к утверждению

решением методического совета

Председатель экспертного МОУ «Лянторская СОШ№4»

совета Левчук Л.Р от 10.04.08г протокол № 4

ПРОГРАММА

Элективного курса по химии для учащихся 9 класса

в рамках предпрофильной подготовки

«Окислительно-восстановительные реакции – это просто…»

Автор-составитель: Хван М.А ,

учитель химии МОУ ЛСОШ №4

Лянтор

2008

«Окислительно-восстановительные реакции – это просто…»

Пояснительная записка

Данный курс включает в себя 17 часов и рассчитан на учащихся 9 класса. Программа способствует восприятию целостной картины мира через призму окислительно- восстановительных реакции. Подтверждает основные законы диалектики: закон отрицания отрицаний, перехода количественных изменений в качественные, единства и борьбы противоположностей.

Почему окислительно-восстановительные реакции? В школьном курсе рассматриваются не все окислительно-восстановительные реакции, мало внимания уделяется влиянию среды на характер протекания окислительно-восстановительных реакций, а также коррозии, защите металлов от неё, электролизу. Эта тема традиционно важна, и в то же время её изучение вызывает у учащихся определенные трудности. Большинство химических процессов, протекающих в природе и осуществляемых человеком в его практической деятельности, представляют собой окислительно-восстановительные реакции (горение, фотосинтез, получение металлов, химические процессы в организме и т.д). Данная тема имеет огромное практическое значение и пронизывает весь учебный материал, наиболее трудная и интересная в преподавании химии. Эта еще одна возможность вернуться к данному материалу, расширить границы познания в этом направлении, отработать не только теоретический материал, но и практические навыки в прогнозировании свойств, постановки и выполнении лабораторных опытов.

Более подробно разбираются такие понятия как электроотрицательность, степень окисления, зависимость окислительно-восстановительных свойств от положения элемента в периодической таблице, классификация реакций, количественная характеристика реакций. Достаточно подробно разбираются несколько методов уравнивания окислительно-восстановительных реакций, причем все эти методы рассматриваются в сравнении. Рассмотрены сложные окислительно-восстановительные реакции для марганца, хрома, азотной кислоты, а также условия, влияющие на прохождение этих реакций (активность веществ, концентрацию раствора, характер среды), роль окислительно-восстановительных реакций в технике и в жизни.

Эта программа позволяет у ребят развивать:

• умение прогнозировать свойства вещества;

• пособность к анализу;

• способность к синтезу, выделению главного;

• видеть проблему в целом;

• умение классифицировать процессы;

• навыки постановки проведения эксперимента;

• наблюдать и делать выводы;

• общие законы переносить на конкретные примеры.

Предусмотрено проведение практикумов, лабораторных работ, экскурсий. Большой плюс в том, что к данному курсу разработан дифференцированный по сложности дидактический материал, который окажет существенную помощь не только педагогу, но и ученику. Предлагаемый материал довольно интересен, практичен.

Цель курса:

1. Закрепить, систематизировать, углубить и расширить знания учащихся 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.

2. Сформировать представление у учащихся о процессе электролиза, умение составлять уравнения анодных и катодных процессов, суммарных процессов электролиза, расширить представления о коррозии металлов и роли её в технике.

3. Активизация знаний учащихся, формирование широты взглядов и ответственности в принятии решений, умение общаться, отстаивать свою точку зрения.

По окончании курса учащиеся должны

знать:

1. Основные законы диалектики: закон отрицания отрицаний, перехода количественных изменений в качественные, единства и борьбы противоположностей.

2. Направление реакций, понятие Энергии Гиббса.

3. Классификацию окислительно-восстановительных реакций, количественные характеристики данных процессов.

4. Важнейшие окислители и восстановители, методы составления ОВР.

5. Понятия электрохимической коррозии и способов защиты от неё, сущность электролиза, электролиз расплавов и растворов как окислительно-восстановительный процесс.

6. Правила техники безопасности при работе с химическим оборудованием и реактивами.

уметь:

1. Определять ЭДС реакций, уметь пользоваться справочной литературой при работе со стандартными электродными потенциалами.

2. Выполнять упражнения по составлению окислительно-восстановительных уравнений реакций методом электронного баланса и полуреакций с учетом влияния среды.

3. Изготавливать гальванические элементы, составлять гальванические цепи, рассчитывать тепловой эффект реакций.

4. Самостоятельно пополнять и систематизировать свои знания, пользоваться учебником и дополнительной литературой, пользоваться приемами сравнения, обобщения, делать выводы, грамотно оформлять отчеты и творческие задания.

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. Рекомендуется составление опорных конспектов и схем в удобной для учащихся форме. 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.

Очень важным является индивидуально-практическая работа учащихся по изготовлению гальванических элементов, составлению гальванических цепей, умению рассчитывать тепловой эффект реакций, пользоваться методами электронного баланса и полурекций для решения ОВР, самостоятельно пополнять и систематизировать свои знания, пользоваться учебником и дополнительной литературой, пользоваться приемами сравнения, обобщения, делать выводы, грамотно оформлять отчеты и творческие задания. Наиболее глубоко изучаются темы «Методы составления ОВР» и «Электролиз», которые не достаточно полно раскрываются в школьном курсе.

Возможны следующие виды деятельности учащихся:

• Выполнение практических работ (по алгоритму или с элементами творчества);

• Поиск информации и составление блок-схем;

• Создание компьютерных проектов (в группах или индивидуально), источник информации выбирается самостоятельно: литература из библиотеки, Интернет, другие источники информации, вид отчета - произвольный.

Итоговое семинарское занятие предусматривает защиту индивидуальных творческих проектов.

Минимальные требования к оснащению курса:

1. Оптимальное количество детей в группе – 12-15 человек.

2. Прибор для демонстрации электролиза воды.

3. Химические реактивы и оборудование для проведения практических работ.

4. Теле и видео аппаратура.

Учебно-тематический план

№ п/п	Тема занятия	Кол-во часов	В том числе			Форма контроля
			лекций	практич	семинар
1.	Введение. Киты окислительно-восстановительных реакций.	1ч	1ч			Выполнение теста
2.	Важнейшие восстановители и окислители	1ч	0,5ч		0,5ч	Выполнение упражнений
3.	Классификация ОВР	1ч	0,5ч		0,5ч	Выполнение упражнений
4.	Методы составления ОВР	4ч	2ч		2ч	Выполнение упражнений
5.	Гальванический элемент	5ч	3ч	2ч		Решение задач, выполнение практической работы
6.	Электролиз как окислительно-восстановительный процесс	4ч	2ч	1ч	1ч	Составление катодно-анодных процессов
7.	Итоговое занятие. Окислительно-восстановительные реакции вокруг нас	1ч			1ч	Ролевая игра «Путешествие на гору ОВР»
	Итого:	17	9	3	5

Содержание курса

Тема 1. Введение. Киты окислительно-восстановительных реакций. (1 час).

Лекция (1ч): Вводное занятие. Знакомство с целями и задачами курса, его структурой. Теория ОВР (повторение и обобщение изученного в обязательном курсе химии). Вспомнить понятия электроотрицательности, валентности, степени окисления , их общие черты и различия.

Тема 2. Важнейшие восстановители и окислители (1 час).

Лекция (0,5ч): Изменение окислительно-восстановительных свойств в периодах и главных подгруппах. Сводная таблица важнейших окислителей и восстановителей.

Семинар(0,5ч): Определение степени окисления в соединениях.

Тема 3. Классификация ОВР (1 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 окислительно-восстановительных реакций.

Тема 4. Методы составления ОВР (4 час)

Лекция (1ч): Метод электронного баланса для реакций: межмолекулярного окисления-восстановления, внутримолекулярного окисления-восстановления, диспропорционирования. ОВР с несколькими окислителями и несколькими восстановителями.

Лекция (1ч): Метод полуреакций. Наиболее часто применяемые восстановители и окислители, а также продукты реакции. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца в различных средах, окислительно-восстановительные свойства соединений хрома в различных средах, окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода.

Семинар(2ч): Выполнение упражнений по составлению окислительно-восстановительных уравнений реакций методом электронного баланса и полуреакций с учетом влияния среды.

Тема 5. Гальванический элемент (5часов).

Лекция (1ч): Гальванический элемент. Стандартные электродные потенциалы металлов. Окислительно-восстановительные потенциалы.

Лекция (1ч): Направление реакций. Энергия Гиббса. Определение ЭДС.

Лекция (1ч): Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая коррозия.

Практическая работа (1ч): Изготовление гальванических элементов, составление гальванических цепей. Расчет максимальной работы и теплового эффекта реакции, встречающихся в школьном курсе химии (взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой, металлов с водными растворами галогенов, реакций замещения).

Практическая работа (1ч): Коррозия металлов в воде, в кислой и щелочной среде. Электрохимическая коррозия.

Тема 6. Электролиз как окислительно-восстановительный процесс (4 часа).

Лекция (1ч): Сущность электролиза. Электролиз водных растворов и расплавов.

Лекция (1ч): Количественные соотношения при электролизе. Электролиз на практике.

Семинар(1ч): Электролиз растворов и расплавов как окислительно-восстановительный процесс, решение упражнений по теме. Расчет выхода при электролизе.

Практическая работа (1ч): Электролиз хлорида меди (II), сульфата меди, едкого натра. Наблюдение движения электронов при электролизе. Электролиз воды.

Тема 7. Окислительно-восстановительные реакции вокруг нас (2 часа).

Семинар(1ч): Окислительно-восстановительные реакции в быту, в промышленности. Круговорот элементов в природе.

Практическая работа (1ч): Ролевая игра «Путешествие на гору ОВР».

Литература

1. Блохина О.Г Я иду на урок химии: летопись важнейших открытий химии. XVII-XIX вв.: Книга для учителя. – М.: Издательство «Первое сентября», 1999. – 320с.: ил.

2. Шустов С.Б, Шустова Л.В Окислительно-восстановительные процессы в живой природе // Химия в школе. -1995.- №2-с.37-40.

3. Сидорская Э.А О методе полуреакций // Химия в школе. -1993.- №6-с.10-14.

4. Хомченко Г.П, Севостьянова К.И. Окислительно-восстановительные реакции. –М.:»Просвещение», 1998.

5. Кузьменко Н.Е, Еремин В.В 2400 задач по химии для школьников и поступающих в вузы.-М:Дрофа, 1999.

6. Зуева М.В, Гара Н.Н Контрольные и проверочные работы по химии. 10-11 кл. Методичекое пособие. М.: дрофа, 1998.

7. Кузьменко Н.Е, Еремин В.В, Попков В.А Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. II том. М.: 1-я Федеративная книготорговая компания, 1998.

8. Химический энциклопедический словарь/ Гл. редактор И.Л.Кнуньянц. М.: Советская энциклопедия, 1983.

9. Чертков И.Н Методика формирования у учащихся основных понятий органической химии: Пособие для учителя. – 2-е изд., перераб. – М.: Просвещение, 1990. – 191с.: ил.

10. Энциклопедический словарь юного химика. М.:Педагогика,1982.

Муниципальное общеобразовательное учреждение

«Лянторская средняя общеобразовательная школа №4»

Утверждаю: Рекомендовано к утверждению

решением методического совета

Председатель экспертного МОУ «Лянторская СОШ№4»

совета Левчук Л.Р от 10.04.08г протокол № 4

ПРОГРАММА

факультативного курса по химии для учащихся 10-11 класса

в рамках профильной подготовки

«Окислительно-восстановительные реакции – это просто…»

Автор-составитель: Хван М.А ,

учитель химии МОУ ЛСОШ №4

Лянтор

2008

Пояснительная записка

Данный курс включает в себя 70 часов и рассчитан на учащихся 10-11 классах (возможно разновозрастные группы). Недельная нагрузка – 2ч. Программа способствует восприятию целостной картины мира через призму окислительно- восстановительных реакции. Подтверждает основные законы диалектики: закон отрицания отрицаний, перехода количественных изменений в качественные, единства и борьбы противоположностей.

Почему окислительно-восстановительные реакции? Большинство химических процессов, протекающих в природе и осуществляемых человеком в его практической деятельности, представляют собой окислительно-восстановительные реакции (горение, фотосинтез, получение металлов, химические процессы в организме и т.д). Данная тема имеет огромное практическое значение и пронизывает весь учебный материал, наиболее трудная и интересная в преподавании химии. Эта еще одна возможность вернуться к данному материалу, расширить границы познания в этом направлении, отработать не только теоретический материал, но и практические навыки в прогнозировании свойств, постановки и выполнении лабораторных опытов.

Более подробно разбираются такие понятия как электроотрицательность, степень окисления, зависимость окислительно-восстановительных свойств от положения элемента в периодической таблице, классификация реакций, количественная характеристика реакций. Достаточно подробно разбираются несколько методов уравнивания окислительно-восстановительных реакций, причем все эти методы рассматриваются в сравнении. Рассмотрены сложные окислительно-восстановительные реакции для марганца, хрома, азотной кислоты, а также условия, влияющие на прохождение этих реакций (активность веществ, концентрацию раствора, характер среды), роль окислительно-восстановительных реакций в технике и в жизни.

Эта программа позволяет у ребят развивать: 1). Умение прогнозировать свойства вещества; 2). Способность к анализу; 3). Способность к синтезу; 4). Выделению главного; 5). Видеть проблему в целом; 6). Умение классифицировать процессы; 7) Навыки в постановки и проведении эксперимента; 8). Наблюдать и делать выводы. 9). Общие законы переносить на конкретные примеры.

Предусмотрено проведение практикумов, лабораторных работ, экскурсий.

Большой плюс в том, что к данному курсу разработан дифференцированный по сложности дидактический материал, который окажет существенную помощь не только педагогу, но и ученику.

Предлагаемый материал довольно интересен, практичен.

Программа «Удивительный мир окислительно-восстановительных реакций» (10-11 класс, 70 часов).

Тема 1: Киты окислительно-восстановительной реакции.

Понятия и расчеты электроотрицательности, степени окисления. Изменения электроотрицательности и степени окисления в периодах и группах периодической системы Д. И. Менделеева. Окислитель, восстановитель, окисление, восстановление. Типичные окислители и восстановители.

Практические занятия: 1). Определить чем является вещество - окислителем или восстановителем.

Лабораторные опыты:1). Восстановительные свойства металлов (натрий с водой, магний с кислотой, сульфат меди (II) с железом); 2). Окислительные и восстановительные свойства галогенов; 3). Окислительные и восстановительные свойства серы.

Тема 2: Классификация окислительно-восстановительных реакций.

Межмолекулярное окисление – восстановление, внутримолекулярноеокисление – восстановление, диспропорционирование(самоокисление – самовосстановление); сопропорционирование.

Практические занятия: 1). Упражнения по определению типа ОВР.

Лабораторные опыты: 1). Реакция диспропорционирования сульфита натрия; 2). Реакция диспропорционирования брома; 3). Внутримомекулярная реакция разложения нитрата меди, разложения бихромата аммония; 4). Влияние рН среды на смещение равновесия в реакции диспропорционирования.

Тема 3: Количественные характеристики ОВР.

Стандартные окислительно - восстановительные потенциалы. Разность потенциалов. Скачок потенциалов. Причины возникновения скачка потенциалов. Двойной электрический слой Гальванический элемент и его работа. Электрохимический ряд напряжений металлов и его использование. Когда протекает та или иная окислительно- восстановительная раекция.

Практические занятия: 1). Решение задач по установлению направления возможного протекания реакций.

Лабораторные опыты: 1). Составление гальванических элементов; 2). Определение электродных потенциалов металлов; 3). Измерение э.д.с. окислительно-восстановительного гальванического элемента; 4). Направление окислительно-восстановительных процессов; 5). Образование гальванических пар при химических процессах; 6). Изготовление свинцового аккумулятора.

Тема 4: Порядок составления уравнений ОВР.

Метод электронного баланса. Метод полуреакций или электронно-ионного обмена: кислая, щелочная, нейтральные среды. Сравнение данных методов.

Практические занятия: 1). Уравнивание уравнений ОВР методами электронного баланса и полуреакций.

Тема 5: Реакции производных марганца.

Марганцовая кислота. Свойства соединений марганца (соли марганца (II), оксид марганца (IV), перманганаты) в кислой, щелочной, нейтральной среде.

Практические занятия: 1). Отработка умений и навыков в завершении уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Лабораторные опыты: 1) Влияние рН среды на характер восстановления перманганата калия; 2). Окисление гидроокиси марганца (II) бромной водой; 3). Получение сульфата марганца (III); 4). Получение манганата калия; 5). Окислительные свойства перманганата калия.

Тема 6: Реакции производные хрома.

Свойства соединений хрома в кислой, щелочной, нейтральной среде. Хромовая и дихромовая кислоты и их соли. Практические занятия: 1). Отработка умений и навыков в завершении уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Лабораторные опыты: 1). Восстановление хлорида хрома (III) цинком; 2). Окисление соединений хрома(III) бромной водой; 3). Равновесие хромат- и дихромат-ионов в растворе; 4). Переход дихромат-иона в хромат-ион при разбавлении раствора; 5). Окислительные свойства дихромата калия.

Тема 7: Реакции азотной кислоты и нитратов.

Особенности свойств азотной кислоты при взаимодействии ее с металлами. Зависимость продуктов реакции от активности металла, концентрации кислоты, температуры. Разложение нитратов при нагревании.

Практические занятия: 1). Закончить уравнения взаимодействия азотной кислоты различной концентрации на металлы разной активности. 2). Завершить уравнения разложения нитратов.

Лабораторные опыты: 1,2). Взаимодействие очень разбавленной, разбавленной, концентрированной азотной кислот с цинком, медью, железом; 3) Влияние температуры на продукты реакции

Тема 8: Особенности концентрированной серной кислоты.

Растворение концентрированной серной кислоты. Особенности свойств серной кислоты при взаимодействии ее с металлами. Зависимость продуктов реакции от активности металла, концентрации кислоты, температуры. Разложение сульфатов при нагревании.

Практические занятия: 1). Закончить уравнения взаимодействия серной кислоты различной концентрации на металлы разной активности. 2). Завершить уравнения разложения сульфатов.

Лабораторные опыты: 1). Окислительные свойства концентрированной серной кислоты (с металлами разной активности, кусочком древесного угля).

Тема 9: Реакции производных брома, хлора, иода.

Плавиковая кислота. Оксикислоты хлора, брома, иода и их соли. Сравнение окислительных способностей соединений хлора, брома, иода.

Лабораторные опыты: 1). Взаимодействие сероводорода с хлорной водой; 2) Взаимодействие бертолетовой соли с соляной кислотой; 3). Взаимодействие бертолетовой соли с серной кислотой; 4). Взаимодействие хлорной воды с раствором бромида калия; 5). Окисление иода бромноватой кислотой; 6). Получение хлора взаимодействием соляной кислоты с перманганатом калия.

Тема10: ОВР в технике и в жизни.

Горение – окислительно–восстановительная реакция, сопровождающаяся выделением тепла и света. Взрыв – химическая реакция горения, протекающая с большой скоростью. Электролиз расплавов и растворов кислородсодержащих солей и бескислородных солей. Законы Фарадея. Практическое значение электролиза. Коррозия металлов, виды, защита металлов от коррозии. Получение металлов в промышленности, синтез аммиака, получение серной и азотной кислот в промышленности. ОВР в живой природе (гниение, брожение, фотосинтез, окисление органических веществ в организме). Кругооборот элементов в природе((кислорода, углерода..).

Практические занятия: 1). Электролиз-решение задач.

Лабораторные опыты: 1). Коррозия металлов на воздухе, в условиях различной влажности и в атмосфере разных газов; 2). Защита металлов от коррозии; 3). Электролиз раствора соли хлорида олова (II) с инертными электродами; 4). Электролиз водных растворов с растворимым анодом.

Экскурсии: 1). Газовая котельная. 2). Лаборатория электрических цепей. 3). Хлебокомбинат

Тема 11: ОВР с участием органических веществ.

Окисление алканов, алкенов, алкинов, аренов, спиртов, альдегидов, кетонов, карбоновых кислот, углеводов.

Лабораторные опыты: 1). Окисление спирта марганцевым ангидридом; 2). Окисление эфира марганцевым ангидридом;

3). Окисление сахара бертолетовой солью; 4). Действие концентрированной серной кислоты на древесину и сахар.

Приложение № 1.

Последовательность действий при составлении уравнений. Окислительно-восстановительных реакций

Методом электронного баланса.

1. В заданной схеме реакции проставьте степени окисления над знаком каждого химического элемента в формулах веществ( если можете сразу определить элементы, у которых изменяется степень окисления, то выполняйте сразу действия, указанные в пункте 3 ).

2. Подчеркните атомы элементов, у которых изменяется степень окисления в процессе реакции. Напишите отдельными строчками знаки этих химических элементов с указанием исходной и конечной степени окисления через стрелку.

3. Определите окислитель и восстановитель.

4. Запишите происходящее при реакции перемещения электронов в виде электронных уравнений, т.е. укажите количество электронов, отданных восстановителем и присоединенных окислителем.

5. Вынесите число отданных и принятых электронов за вертикальную черту, проведенную правее электронных уравнений.

6. Определите общее число электронов, отданных и присоединенных восстановителем и окислителем.

7. Найдите наименьшее общее кратное (НОК) чисел электронов, отданных и присоединенных восстановителем и окислителем.

8. Найдите основные коэффициенты, они определяются делением НОК на число отданных восстановителем и принятых окислителем электронов.

9. Расставьте основные коэффициенты в схеме реакции перед восстановителем и окислителем в левой части и соответственно перед окисленной и восстановленной формами в правой части.

10. Расставьте коэффициенты перед атомами элементов, которые не изменили степень окисления, соблюдая следующую последовательность: сначала перед металлами, затем перед кислотными остатками и водородом.

11. Проверьте правильность расстановки коэффициентов, сравнивая число моль атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.

Приложение № 2

Метод полуреакций.

1. Записываем молекулярное уравнение реакции

2. Записываем полное ионное уравнение

3. Составляем ионную схему, в которой учитываем только ионы окислителя и восстановителя

4. Составляем уравнения полуреакций для ионов окислителя и восстановителя

5. Подбираем коэффициенты таким образом, чтобы алгебраическая сумма зарядов с лева и с права была одинакова

6. Подставляем коэффициенты в полное ионное и молекулярное уравнения.

Приложение № 3.

Что необходимо помнить при работе методом полуреакций или электронно-ионного баланса.

1. Данный метод в основном применим для водных растворов, так как основан на составлении ионных уравнений процессов окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.

2. В веществах, участвующих в реакции, определяют заряд иона, а не степени окисления соответствующих атомов

3. Если исходные вещества содержат больше кислорода, чем продукты реакции, то освобождающийся в форме О^2- кислород связывается в кислых растворах ионами Н⁺ в воду, а в нейтральных и щелочных растворах молекулами воды – в гидроксид-ионы:

О^2- + 2Н⁺ = Н₂О ( кислая среда ).

О^2- + НОН = 2ОН^-( нейтральная и щелочная среда ).

4. Если исходные вещества содержат меньше моль атомов кислорода, чем образующиеся, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды:

Н₂О = О^2- + 2Н⁺

В щелочных - за счет гидроксид-ионов: 2ОН^- = О^2- + Н₂

Приложение № 4.

Закончить схемы; указать количество отданных или принятых электронов;Ox, Red

1.	S 0…		S-2	23.	Cr 0…		Cr +6
2.	S-2…		S+6	24.	Cr +2…		Cr +4
3.	N +5…		N 0	25.	C +2…		C +4
4.	Ca+2…		Ca 0	26.	C 0…		C +2
5.	N -3…		N 0	27.	Cl +7…		Cl –1
6.	Fe+2…		Fe+3	28.	Mg +2…		Mg 0
7.	S-2…		S +4	29.	As –3…		As +5
8.	S+6…		S -2	30.	Cl –1…		Cl +3
9.	N +5…		N -3	31.	Hg 0…		Hg +2
10.	H+1…		H 0	32.	Al +3…		Al 0
11.	O -2…		О0	33.	Br +7…		Br 0
12.	O02…		2О-2	34.	I2 0…		2I +7
13.	K+…		K 0	35.	Na +1…		Na 0
14.	N 20…		2N-3	36.	W +6…		W 0
15.	Mn +7…		Mn+4	37.	Ti 0…		Ti +4
16.	Cr +6…		Cr +3	38.	Pb +4…		Pb 0
17.	H 20…		2H -1	39.	Pb 0…		Pb +2
18.	Mn +7…		Mn +2	40.	F2 0…		2F -1
19.	Mn 0…		Mn +4	41.	Zn +2…		Zn 0
20.	S +4…		S -2	42.	P –3…		P +5
21.	S +6…		S 0	43.	P 0…		P –3
22.	V 0…		V +5	44.	P +5…		P –3

Закончить схемы; указать количество отданных или принятых электронов; Ox, Red Приложение № 5.

Кислая среда.
1.	MnO4 –1 …		Mn +2
2.	PbO …		Pb 0
3.	ClO –1 …		Cl –1
4.	CrO –2 …		2Cr +3
5.	NO –1 …		N2 0
6.	NO –1 …		NO 0
7.	NO –1 …		NH4 +1
8.	NO –1 …		NO2 0
9.	SO4 –2 …		SO2 0
10.	SO4 –2 …		S –2
11.	2NO –1 …		N2O 0
12.	2S –2 …		2SO4 –2
13.	ClO –1 …		Cl –1
14.	2ClO4 –1 …		Cl2 0
15.	SO4 –2 …		S 0
Щелочная среда.
1.	CrO2–1		CrO4–2
2.	[Cr(OH)6] –3		CrO4–2
3.	Cr(OH)30		CrO4–2
4.	CrO3–3		CrO4–2
5.	MnO20		MnO4–2
6.	Si 0		SiO3–2
Нейтральная среда.
1.	MnO4–1		MnO20
2.	HSO3 –1		HSO4–1
3.	I2 0		2IO3 –1

Окислительно - восстановительные реакции. Приложение № 6.

1. Нg + H₂SO₄ → HgSO₄ +SO₂ +H₂O

2. H₂S + HNO₃ → S + NO₂ + H₂O

3. H₂S + SO₂ → S + H₂O

4. S + HNO₃ → H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

5. H₂S+ KMnO₄ + H₂SO₄→ S+K₂SO₄+MnSO₄+Н₂О

6. КВr+MnO₂+H₂SO₄→ Br₂+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O

7. CaH₂+H₂O→ Ca(OH)₂+H₂

8. FeCI₃+HI→ FeCI₂+HCI+I₂

9. Bi(OH)₃+Na₂SnO₂→ Bi+Na₂SnO₃+H₂O

10. HNO₃+H₂O→ H₃PO₄+NO

11. FeS₂+O₂→ Fe₂O₃+SO₂

12. KCIO₃+HCI→ KCI+CI₂+H₂O

13. FeSO₄+HNO₃+H₂SO₄→ Fe₂(SO₄)₃+NO+H₂O

14. H₂S+HСОI→ S+HCI+H₂О

15. CuS+HNO₃→ Cu(NO₃)₂+NO+S+H₂O

16. FeCI₂+KCIO₃+HCI→ FeCI₃+KCI+H₂O

17. FeCI₃+H₂S→ FeCI₂+HCI+S

18. HCIO₃+H₂S→H₂SO₄+HCI

19. KCI+KMnO₄+H₂SO₄→ CI₂+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O

20. H₂SO₃+I₂+H₂O→ H₂SO₄+HI

21. Pb+AgNO₃→ Pb(NO₃)₂+Ag

22. Cu+HNO₃→ Cu(NO₃)₂+NO₂+H₂O

23. Mg+HNO₃→ N₂+Mg(NO₃)₂+H₂O

24. Ca+HNO₃→ Ca(NO₃)₂+NH₄NO₃+H₂O

25. H₂S+Na₂CrO₄+H₂SO₄→ S+Cr₂(SO₄)₃+Na₂SO₄+H₂O

26. SO₂+K₂Cr₂O₇+H₂SO₄→ Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄+H₂O

27. CuCI+K₂Cr₂O₇+HCI→ CuCI₂+CrCI₃+KCI+H₂O

28. HNO₂+KMnO₄+H₂SO₄→ HNO₃+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O

29. K₂Cr₂O₇+HI→ CrI₃+I₂+KI+H₂O

30. KMnO₄+Na₂SO₃+H₂SO₄→ MnSO₄+Na₂SO₄+K₂SO₄+H₂O

31. FeSO₄+H₂O₂+H₂SO₄→ Fe₂(SO₄)₃+H₂O

32. KBr+K₂Cr₂O₇+H₂SO₄→ Br₂+Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄+H₂O

33. KNO₂+K₂Cr₂O₇+H₂SO₄→ KNO₃+Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄+H₂O

Приложение № 7.

Окислительно – восстановительные реакции Окислительно-восстановительные реакции

(Хром - кислая среда) (Хром - кислая среда)

1. K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + NaNO₂ = 1. = Cr₂(SO₄)₃ + NaNO₃ + K₂SO₄ + H₂O.

2. K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + FeSO₄ = 2. = Cr₂(SO₄)₃ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

3. K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + KI = 3. = Cr₂(SO₄)₃ + I₂ + K₂SO₄ + H₂O.

4. K₂Cr₂O₇ + HI = 4. = CrI₃ + I₂ + KI + H₂O.

5. K₂S +Na₂CrO₄ +H₂SO₄= 5. = S +Cr₂(SO₄)₃ +Na₂SO₄ +K₂SO₄ +H₂O.

6. H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = 6. = S + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O.

7. CuCI + K₂Cr₂O₇ + HCI = 7. = CuCI₂ + CrCI₃ + KCI + H₂O.

8. KBr + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = 8. = Br₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

9. Na₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = 9. = S + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O + Na₂SO₄.

10. SO ₂+ K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄= 10. = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

11. Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄= 11. = K₂SO₄ + Na₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O.

12. SnSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄= 12. = Sn(SO₄)₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

13. K₂Cr₂O₇+ NaI + H₂SO₄= 13. = Cr₂(SO₄)₃ + H₂O + I₂ + Na₂SO₄ +K₂SO₄.

14. KNО ₂+ K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄= 14. = KNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

15. FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄= 15. = Cr₂(SO₄)₃ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

16. NaI + Cr(SO₄)₂ + HCI= 16. = I₂ + Cr₂(SO₄)₃ + NaCI + H₂SO₄.

17. KSCN + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄= 17. = Cr₂(SO₄)₃ + SO₂ +CO₂ +NO₂ +K₂SO₄ +H₂O.

18. NaNO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄= 18. = Cr₂(SO₄)₃ + NaNO₃ + H₂O + K₂SO₄.

19. Cr(NO₃)₃ + NaBiO₃ + HNO₃= 19. = Na₂Cr₂O₇ + NaNO₃ + Bi(NO₃)₃ + H₂O.

20. H₂S + Na₂CrO₄ + H₂SO₄= 20. = S + Cr₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + H₂O.

Приложение № 8. Окислительно– восстановительные реакции (Марганец – кислая среда)

1. KMnO₄ + H₃PO₃ + H₂SO₄ = 1. = MnSO₄ + H₃PO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

2. KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ = 2. = MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

3. KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ = 3. = MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

4. KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ = 4. = MnSO₄ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O.

5. HNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ = 5. = HNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

6. KMnO₄ + KI + H₂SO₄ = 6. = MnSO₄ + I₂ + K₂SO₄ + H₂O.

7. KMnO₄ + НCI = 7. = MnCI₂ + KCI + CI₂ + H₂O.

8. MnO₂ + HCI = 8. = MnCI₂ + CI₂ + H₂O.

9. MnO₂ + KBr + H₂SO₄ = 9. = MnSO₄ + K₂SO₄ + Br₂ + H₂O.

10. KMnO₄ + HBr = 10. = MnBr₂ + KBr + Br₂ + H₂O.

11. FeSO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ = 11. = Fe₂(SO₄)₃ + H₂O.

12. H₂O₂ + KMnO₄ + H₂SO_{4 =}12. =MnSO₄ + K₂SO₄ + O₂ + H₂O.

13. KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ = 13. = MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O.

14. KBr + KMnO₄ + H₂SO₄ = 14. = MnSO₄ + Br₂ + К₂SO₄ + H₂O.

15. NaMnO₄ + HI = 15. = I₂ + MnI₂ + NaI + H₂O.

16. MnO₂ + NaI + H₂SO₄ = 16. = I₂ + MnSO₄ + NaHSO₄ + H₂O.

17. NaMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ = 17. = MnSO₄ + KNO₃ + Na₂SO₄ + H₂O.

18. KMnO₄ + SnSO₄ + H₂SO₄ = 18. = MnSO₄ + Sn(SO₄)₂ + K₂SO₄ + H₂O.

19. PbO₂ + MnSO₄ + H₃PO₄ = 19. = Pb₃(PO₄)₂ + HMnO₄ + PbSO₄ + H₂O.

Нейтральная, щелочная среда. Приложение № 9.

1. KMnO₄ + MnSO₄ + H₂O = 1. = K₂SO₄ + MnO₂ + H₂SO₄.

2. KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂O = 2. = K₂SO₄ + MnO₂ + KOH.

3. Na₂MnO₄ + H₂O = 3. = MnO₂ + NaMnO₄ + NaOH.

4. H₂O₂ + CrCI₃ + KOH = 4. = K₂CrO₄ + H₂O + KCI.

5. NaHSO₃ + CI₂ + H₂O = 5. = NaHSO₄ + HCI.

6. NH₃ + KMnO₄ + KOH = 6. = K₂MnO₄ + KNO₃ + H₂O.

7. KMnO₄ + Na₂SO₃ + NaOH = 7. = K₂SO₄ + Na₂MnO₄ + H₂O.

8. MnO₂ + KNO₃ + KOH = 8. = K₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O.

9. KCIO₃ + MnO₂ + KOH = 9. = K₂MnO₄ + KCI + H₂O.

10. Mn(OH)₂ + CI₂ + NaOH = 10. = Na₂MnO₄ + NaCI + H₂O.

11. Br₂ + KCrO₂ + NaOH = 11. = Na₂CrO₄ + KBr + NaBr + H₂O.

12. I₂ + NaCrO₂ + NaOH = 12. = Na₂CrO₄ + NaI + H₂O.

13. Na₃[Cr(OH)₆] + CI₂ + NaOH = 13. = NaCI + Na₂CrO₄ + H₂O.

14. Na[Cr(OH)₄(H₂O)₂] + Br₂ + NaOH = 14. = Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O.

15. Cr(OH)₃ + Br₂ + NaOH = 15. = Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O.

16. Cr(OH)₃ + Ag₂O + NaOH = 16. = Na₂CrO₄ + Ag + H₂O.

17. PbO₂ + Na₃CrO₃ + NaOH = 17. = Na₂CrO₄ + Na₂PbO₂ + H₂O.

18. NaNO₃ + Cr₂O₃ + NaOH = 18. = Na₂CrO₄ + NaNO₂ + H₂O.

19. CrCI₃ + KCIO₃ + NaOH = 19. = Na₂CrO₄ + KCI + NaCI + H₂O.

20. NaCIO + CrCI₃ + NaOH = 20. = NaCI + Na₂CrO₄ + H₂O.

21. NaCIO + CrCI₃ + NaOH = 21. = NaCI + NaCrO₄ + H₂O.

Литература

1. Савинкина Е. Н., Логинова Г. П. Универсальное учебное пособие.

Химия 8-11. Полный школьный курс. Москва «АСТ-ПРЕСС» 2000, с. 85-92.

2. Кузьменко Н. Е. , Еремин В. В….Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. Москва ЭКЗАМЕН ОНИКС 21 век. 2001. 1-ый том с.251-296

3. .Егоров А. С. …..Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы. Ростов-на-Дону «Феникс».

2000. с. 149-158.

5. Ушкалова В. Н. , Иоанидис Н. В. Химия: конкурсные задания и ответы. Репетитор. Москва «Просвещение» 2000., с.35-64.

6. Хохлова А. И. Методы составления уравнений окислительно- восстановительных реакций. Химия. № 44 2002г.

7. Соколова И. Ф. Химия. Для старшеклассников и абитуриентов химических и медицинских вузов. «Московский лицей» 2001. . с.143-244.

8. Ким А. М. Органическая химия. Учебное пособие. Сибирское университетское издательство Новосибирск 2001

9. Мартыненко Б. М. , Михалева М. В. К характеристике окислительно-восстановительных свойств кислоты. Журнал «Химия в школе» № 5 2002г. с. 67-70. .

10. Г. Д. Клинский, Л.Л. Дмитриевский, В.Д. Скопинцев Химия. Пособие для абитуриентов. Москва.

Издательство МСХА 2002

11. Н. Н. Олейников, Г. П. Муравьева Химия. Основные алгоритмы решения задач (под редакцией академика Ю. Д. Третьякова). УНЦ ДО ФИЗМАТЛИТ Москва 2003