Овр егэ химия практика

ЕГЭ по химии

Всего: 583    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Добавить в вариант

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

Всего: 583    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Будьте в симбиозе со Studarium

Тренажер по теме: Окислительно-восстановительные реакции (задание С1 ЕГЭ по химии).

Подборка заданий С1

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции. Определите окислитель и восстановитель:

1. (K₂Cr₂O₇ + H₂S + … → Cr₂(SO₄)₃ + S + … + H₂O,                 H₂S + … + H₂SO₄ → S+ Cr₂(SO₄)₃ + … + …

1. Cl₂ + … = NaClO₃ + … + H₂O
2. Si +  ……  +  HF  →  SiF₄  +  NO  +  ……
3. CrCl₃ + H₂O₂ +  … =  Na₂CrO₄ +  … +  H₂O
4. HI + H₂SO₄ → … + H₂S + …
5. H₂O₂ + KMnO₄ + … → … + MnSO₄  +  …  + H₂O

H₂O₂ + … + H₂SO₄ → O₂ + … + MnSO₄ + H₂O.

КМnО₄ + Н₂О₂ + …..   →  МnSО₄ + О₂ +……. +……..

1. Rb₂O₂ +  RbMnO₄  +  … → … + … + Rb₂SO₄ +  H₂О
2. KMnO₄ + SnSO₄ + … =    MnSO₄  +  Sn(SO₄)₂   +  ….  +  H₂O
3. PH₃ + KMnO₄ + … → … + MnSO₄ + … + H₂O
4. CrCl₃ + H₂O₂ + … → K₂CrO₄ + … + …
5. KI+K₂MnO₄+…→…+ MnO₂+…
6. Cr₂O₃ + Br₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + _{… .} + _….
7. HClO₃ + …  + FeSO₄  →  Fe₂(SO₄)₃  +  …  +  …
8. N₂O + … H₂SO₄ → NO + … . + MnSO₄ + …
9. Fe₂O₃ + KNO₃ + KOH = … + KNO₂ + …                                               Fe₂O₃ + KNO₃ + … → K₂FeO₄ + … + …
10. MnO₂ + KClO₃ + K₂CO₃ = … + … + CO₂
11. … + CrO₃ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + … + H₂O
12. Na₂O₂ + … + H₂SO₄ → I₂ + … + K₂SO₄ + …
13. Na₂O₂  + KI + … ® … + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + …
14. CS₂   +    KMnO₄    +    ….    =     S    +    MnO₂    +     ….    +    ….
15. H₂S + KMnO₄ + … → K₂SO₄ + 5S + … + …
16. FeCl₂ +  KClO₄  +  HCl → …  +  Cl₂  + … + …
17. NaOCl + KI  + …  =  NaCl   + …  + K₂SO₄   + ….
18. FeSO₄ + KMnO₄ + ….. = Fe₂(SO₄)₃ + ….. + K₂SO₄ + …..
19. Cu + KNO₃ +… → … + K₂SO₄ +NO + H₂O
20. K₂Cr₂O₇ + Al + …..→ CrSO₄ + Al₂(SO₄)₃ + ….. + …..
21. Zn + Na₂SO₃ + …→ ZnCl₂ + H₂S + …+ …
22. SnCl₂ + … + K₂Cr₂O₇ = H₂[SnCl₆] + CrCl₃ + … + …                     FeCl₂  + HNO₂ + … = … +N₂ + Fe₂(SO₄ )₃ +…
23. K₃[Cr(OH)₆] + …  + KOH → …. + KBr + H₂O
24. MnO₂ + NaBiO₃ + …. → ….+ BiONO₃ + NaNO₃ + H₂O
25. KNO₃ + FeCl₂ + … → NO + FeCl₃ +… + …
26. MnO₂ + …  + 2H₂SO_{4 конц}= К₂SO₄+ …+… + Br₂
27. NaNO₂ + … + H₂SO₄ → … + Cr₂(SO₄)₃ + … + …
28. Na₂SO₃ + …  + K₂Cr₂O₇ =  Na₂SO₄ + …  + …  + …
29. KNO₃ + … + Cr₂O₃ → K₂CrO₄ + KNO₂ + …
30. K₂Cr₂ O₇  + … = Cl₂ + CrCl₃ + … + …
31. . Br₂ + MnSO₄ + … = MnO₂¯ + NaBr + … + …
32. KI +  H₂SO_4(конц)    = … + H₂S  + … +  H₂O
33. Zn + KClO₃ + … + H₂O = K₂[Zn(OH)₄] + …
34. SnCl₂ + K₂Cr₂O₇ + HCl → SnCl₄ + … + … + …
35. PbO₂ + Mn(NO₃)₂ + … = … + Pb(NO₃)₂ + H₂O
36. Cr₂(SO₄)₃ + KClO₃ + … → Na₂CrO₄ + KCl + … + …
37. Cu₂O + …… + 2KMnO₄ = CuSO₄ + MnSO₄ + ….. + …..
38. P + CuSO₄ + … = … + Cu + H₂SO₄

РЕШЕНИЯ

1. K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3S + K₂SO₄ + 7H₂O

2Cr⁺⁶ + 6ē → 2Cr⁺³            1  восстановление

S^-2    –  2ē → S⁰               3   окисление

K₂Cr₂O₇ – окислитель за счет Cr⁺⁶

H₂S – восстановитель за счет S^-2

2. 3Cl₂ + 6NaOH = NaClO₃ + 5NaCl + 3H₂O

Cl₂⁰ – 10е  → 2Cl⁺⁵     1 окисление

Cl₂⁰+ 2е → 2Cl^-1         5 восстановление

Cl₂ – окислитель  и восстановитель

3. 3Si + 4HNO₃ + 12HF → 3SiF₄ +  4NO  +  8H₂O

Si⁰ – 4e → Si⁺⁴          1       окисление

N⁺⁵ + 1е ® N⁺⁴             4       восстановление

Si⁰ – восстановитель

 HNO₃ – окислитель за счет N⁺⁵

4. 2Cr⁺³ Cl₃ + 3 H₂O₂^1- + 10 NaOH = 2 Na₂Cr⁺⁶O₄ + 6 NaCl + 8 H₂O^-2

Cr⁺³ — 3ē → Cr⁺⁶         2  окисление

O₂^1- + 2ē → 2O^-2        3  восстановление

CrСl₃ (Cr⁺³) – восстановитель,

H₂O₂ (O^-1) – окислитель

5. 8HI + H₂SO₄ → 4I₂ + H₂S + 4H₂O

S⁺⁶  + 8 е = S^-2     1   окисление

2I^-1  — 2 е = I⁰₂       4 восстановление

HI – восстановитель за счет I^-1           H₂SO₄ – окислитель за счет S⁺⁶

6. 5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂ SO₄ +8H₂O

Mn⁺⁷ + 5e → Mn⁺²         2 восстановление

2O ^-1 – 2e → O₂ ⁰            5 окисление

KMnO₄ – окислитель за счет Mn⁺⁷

H₂O₂ – восстановитель за счет O ^-1

7.  5 Rb₂O^-1₂ + 2RbMn⁺⁷O₄ + 8H₂SO₄ → 5O⁰₂ + 2Mn⁺²SO₄ + 6Rb₂SO₄ + 8H₂O

2O^-1 -2e→ O⁰₂            5   окисление

Mn⁺⁷ +5e→Mn⁺²        2   восстановление

Rb₂O₂ – восстановитель за счет O^-1

RbMnO₄ – окислитель за счет Mn⁺⁷

8. 2KMn⁺⁷ O₄ + 5Sn⁺²SO₄ + 8Н₂SO₄ = 2Mn⁺²SO₄ +  5Sn⁺⁴(SO₄)₂   + К₂SO₄  + 8H₂O

Mn⁺⁷          +5е         →         Mn⁺²          2           восстановление

Sn⁺²           — 2е        →         Sn⁺⁴            5           окисление

KMnO₄ – окислитель за счет Mn⁺⁷

SnSO₄ – восстановитель за счет Sn⁺²

9. 5P^-3H₃ + 8KMn⁺⁷O₄ + 12H₂SO₄ → 5H₃P⁺⁵O₄ + 8Mn⁺²SO₄ + 4K₂SO₄ + 12H₂O

P^{— 3} – 8 е  → P⁺⁵                 5     окисление

Mn⁺⁷+ 5 е  → Mn⁺²      8     восстановление

PH₃   – восстановитель за счет P^-3

KMnO₄   – окислитель за счет Mn⁺⁷

10. 2Cr⁺³Cl₃ + 3H₂O^-1₂ + 10KOH → 2K₂Cr⁺⁶O₄ + 6KCl + 8H₂O^-2

Cr⁺³ – 3е → Cr⁺⁶           2   окисление

2O^-1 + 2е → 2O^-2            3   восстановление

Cr⁺³ в составе CrCl₃ – восстановитель

O^-1 в составе  H₂O₂ – окислитель

11. 2KI + K₂MnO₄ + 2H₂O→ I₂+ MnO₂+ 4KOH

2I^–  – 2 е  → I₂⁰                 1   окисление

Mn⁺⁶+ 2 е  → Mn⁺⁴     1    восстановление

KI   – восстановитель за счет I₂

K₂MnO₄   – окислитель за счет Mn⁺⁶

12. Cr⁺³₂O^-2₃ + 3₂ + 10NaOH = 2Na⁺¹₂Cr⁺⁶O₄ + 6NaBr^-1 + 5H₂O

Cr⁺³ -3e → Cr⁺⁶             2 окисление

Br⁰₂ +2e →2Br^-1            3 восстановление

Cr₂O₃ – восстановитель за счет Cr⁺³

Br⁰₂ – окислитель

13. HClO₃ + 3H₂SO₄ + 6FeSO₄  →  3Fe₂(SO₄)₃  +  HCl  +  3H₂O

Cl⁺⁵ + 6e → Cl^-1        1      восстановление

2Fe⁺² – 2e → 2Fe⁺³   3      окисление

HClO₃ – окислитель за счет Cl⁺⁵

FeSO₄ – восстановитель за счет Fe⁺²

14. 5 N₂O + 3 H₂SO₄ + 2 KMnO₄ = 10 NO + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ +3H₂O

2N⁺¹ – 2e  = 2N⁺²     5    окисление

Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺²     2   восстановление

KMnO₄ – окислитель за счет Mn⁺⁷

N₂O – восстановитель за счет N⁺¹

15. Fe₂O₃ + 3KNO₃ + 4KOH = 2K₂FeO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O

N⁺⁵ +2e  N⁺³         3  восстановление

2Fe⁺³-6e  2Fe⁺⁶     1 окисление

Fe₂O₃ – восстановитель за счёт Fe⁺³

KNO₃ – окислитель за счёт N⁺⁵

16. 3MnO₂ + KClO₃ + 3K₂CO₃ = 3K₂MnO₂ + KCl + 3CO₂

Mn⁺⁴  – 2e → Mn⁺⁶       3    окисление

Cl⁺⁵ +6e →Cl^-1             1    восстановление

KClO₃ – окислитель за счет Cl⁺⁵

MnO₂ – восстановитель за счет Mn⁺⁴

17. 6FeSO₄ + 2CrO₃ + 6H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Cr⁺⁶ + 3e → Cr⁺³      1     восстановление

Fe⁺² — 1e → Fe⁺³          3    окисление

CrO₃ – окислитель за счет Cr⁺⁶

FeSO₄ – восстановитель за счет Fe⁺²

18. Na₂O₂^-1 + 2KI^-1 + 2H₂SO₄ = I₂⁰ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2H₂O^-2

O^-1 + 1e → O^-2       2  восстановление

2I^-1 – 2e → 2I⁰    1  окисление

Na₂O₂  окислитель за счет O^-1

KI – восстановитель за счет I^-1

19. 3CS₂ + 4KMnO₄ + 2KOH = 6S + 4MnO₂ +3K₂CO₃ + H₂O

2S^{-– 2} – 4 е  → 2S⁰                  3   окисление

Mn⁺⁷+ 3 е  → Mn⁺⁴          4  восстановление

CS₂   – восстановитель за счет S^{-– 2}

KMnO₄   – окислитель за счет Mn⁺⁷

20. 5H₂S^-2 + 2KMn⁺⁷O₄+ 3H₂SO₄ → K₂SO₄ + 5S⁰ + 2MnSO₄ + 8H₂O

S^-2 -2e → S⁰               5   окисление

Mn⁺⁷ +5e → Mn⁺²      2   восстановление

H₂S – восстановитель за счет S^{-– 2}

KMnO₄   – окислитель за счет Mn⁺⁷

21. 14FeCl₂ + 2KClO₄  +  16HCl → 14FeCl₃  +  Cl₂  + 2KCl  + 8H₂O

Fe⁺² – 1е → Fe⁺³              14 окисление

2Cl⁺⁷  + 14е  →  Cl₂⁰        1   восстановление

FeCl₂ – восстановитель за счет Fe⁺²

KClO₄ – окислитель за счет Cl⁺⁷

22. NaOCl + 2 KI + H₂SO₄  =  NaCl   +  I₂  + K₂SO₄   + H₂O

Cl⁺¹ + 2e → Cl^-1            1  восстановление

2I^-1  – 2e →  I₂                 1  окисление

NaOCl – окислитель за счет Cl⁺¹

KI – восстановитель за счет I^-1

23. 10Fe⁺²SO₄ + 2KMn⁺⁷O₄ + 8H₂SO₄ = 5Fe₂⁺³ (SO₄)₃ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

2Fe⁺² – 2e = 2Fe⁺³      5     окисление

Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺²         2  восстановление

Fe SO₄  – восстановитель за счет Fe⁺²

KMnO₄   – окислитель за счет Mn⁺⁷

24. 3Cu⁰ + 2KN⁺⁵O₃ +4H₂SO₄ → 3CuSO₄ + K₂SO₄ + 2N⁺²O + 4H₂O

Cu⁰─ 2e → Cu⁺²     3  окисление

N⁺⁵ +3e  →  N⁺²        2   восстановление

Cu⁰ – восстановитель

KN⁺⁵O₃ – окислитель за счет N⁺⁵

25. 3K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 8Al⁰ + 21H₂SO₄ → 6Cr⁺²SO₄ + 4Al₂⁺³(SO₄)₃ + 3K₂SO₄ + 21H₂O

2Cr⁺⁶ + 8 e→2Cr⁺²        3     восстановление

2Al⁰ – 6e → 2Al⁺³         4    окисление

Al⁰– восстановитель

K₂Cr₂O₇ – окислитель за счет Cr⁺⁶

26. 3Zn + Na₂SO₃ + 8HCl = 3ZnCl₂ + H₂S + 2NaCl + 3H₂O

Zn⁰ – 2ē → Zn⁺²   3    окисление

S⁺⁴ + 6ē → S^-2       2      восстановление

 Zn⁰  –восстановитель,

Na₂SO₃ – окислитель за счет S⁺⁴

27. 3SnCl₂ + 20HCl + K₂Cr₂O₇ = 3H₂[SnCl₆] + 2CrCl₃ + 2KCl + 7H₂O

Sn⁺² -2e = Sn⁺⁴              3 окисление

2Cr⁺⁶ + 6e = 2Cr⁺³                  1 восстановление

SnCl₂ – восстановитель за счет Sn⁺²

K₂Cr₂O₇ – окислитель за счет Cr⁺⁶

2 6. Fe⁺² Cl₂ +2 HN⁺³ O₂ + 3H₂SO₄ →4 Fe⁺³ Cl₃ +N₂ ⁰ + Fe₂ ⁺³(SO₄ )₃ +4H₂O

Fe⁺² – e → Fe⁺³              6    окисление

2N⁺³ + 6e → N₂ ⁰       1    восстановление

FeCl₂  – восстановитель за счёт Fe⁺²

HNO₂ – окислитель за счёт N⁺³

29. 2K₃[Cr⁺³(OH)₆] + 3Br⁰₂ + 4KOH → 2K₂Cr⁺⁶O₄ + 6KBr^— + 8H₂O

Cr ^{+ 3} – 3 е  → Cr⁺⁶               2  окисление

Br₂⁰    + 2 е  → 2Br^—          3 восстановление

Br₂   – окислитель

K₃[Cr⁺³(OH)₆] – восстановитель за счет Cr⁺³

30. 2Mn⁺⁴O₂ + 3NaBi⁺⁵O₃ + 4HNO₃ → 2NaMn⁺⁷О₄ + 3Bi⁺³ONO₃ + NaNO₃ + 2H₂O

Mn ^{+ 4} – 3 е  → Mn⁺⁷           2  окисление

Bi⁺⁵    + 2 е  → Bi⁺³           3 восстановление

NaBiO₃   – окислитель за счет Bi⁺⁵

MnO₂  –  восстановитель за счет Mn⁺⁴

31. KN⁺⁵O₃ +3 Fe⁺²Cl₂ + 4HCl → N⁺²O + 3Fe⁺³Cl₃ +KCl + 2H₂O

N⁺⁵ +3e  → N⁺²      1 восстановление

Fe⁺² –1e  → Fe⁺³     3 окисление

KNO₃ – окислитель за счет N⁺⁵

FeCl₂ – восстановитель за счет Fe⁺²

32. MnO₂ + 2КBr + 2H₂SO_{4 конц}= К₂SO₄+ MnSO₄+2H₂O + Br₂

2Br^-1 –2ē  → Br⁰₂        1      окисление

Mn⁺⁴ +2ē  → Mn⁺²       1      восстановление

MnO₂– окислитель за счет Mn⁺⁴

КBr– восстановитель за счет Br ^-1

33. 3NaNO₂ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3NaNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

N ^{+ 3} – 2 е  → N⁺⁵             3      окисление

2Cr⁺⁶+ 6 е  → 2Cr⁺³      1    восстановление

NaNO₂   –  восстановитель за счет N ^{+ 3}

K₂Cr₂O₇   –  окислитель за счет Cr⁺⁶

34. 3Na₂SO₃ + 4H₂SO₄+ K₂Cr₂O₇ = 3 Na₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 4H₂O + K₂SO₄

S⁺⁴ –2e^— → S⁺⁶            3   окисление

Cr⁺⁶ + 3 e^—→ Cr⁺³       2    восстановление

Na₂SO₃ – восстановитель за счет S⁺⁴

K₂Cr₂O₇ — окислитель за счет Cr⁺⁶

35. 3KNO₃ + 4KOH + Cr₂O₃ = 2K₂CrO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O

Cr⁺³ –3e^— → Cr⁺⁶            2   окисление

N⁺⁵ + 2 e^—→ N⁺³             3    восстановление

Cr₂O₃ – восстановитель за счет Cr⁺

KNO₃ — окислитель за счет N⁺⁵

36. K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 3Cl₂+ 2CrCl₃ + 2KCl + 7H₂O

2Cr⁺⁶ +  6е → 2Cr⁺³         1    восстановление

2Cl^-1 – 2e  →    Cl₂⁰         3    окисление

K₂Cr₂O₇   – окислитель за счёт Cr⁺⁶

HCl   – восстановитель за счет Cl^-1

37. Br₂ + MnSO₄ + 4NaOH ® MnO₂¯ + 2NaBr + Na₂SO₄ +2H₂O

Br₂⁰ + 2е →2 Br ^-1        1     восстановление

Mn⁺² – 2e → Mn⁺⁴        1     окисление

Br₂⁰  – окислитель,

MnSO₄  ²  – восстановитель за счёт Mn⁺

38. 8KI^-1 + 5H₂S⁺⁶O_4(конц) = 4I₂ + H₂S^-2 + 4K₂SO₄ + 4H₂O

2I^-1– 2 е  → I⁰₂            4 окисление

S⁺⁶+8е  → S^-2               1 восстановление

KI– восстановитель за счёт I^-1

H₂SO₄ – окислитель за счёт S⁺⁶

39. 3Zn + KClO₃ + 6КОН + 3H₂O = 3K₂[Zn(OH)₄] + КСl

Zn⁰ – 2e → Zn²⁺    3   окисление

Cl⁺⁵ + 6e → Cl^-1     1   восстановление

Zn⁰ – восстановитель

KClO₃  – окислитель за счет Cl⁺⁵

40. 3SnCl₂ + K₂Cr₂O₇ + 14HCl →3SnCl₄ +2CrCl₃ + 2КСl + 7H₂O

Sn⁺² -2е → Sn⁺⁴       3 окисление

2Cr⁺⁶ + 6е → 2Cr⁺³    1 восстановление

SnCl₂ – восстановитель за счет Sn⁺²

K₂Cr₂O₇ – окислитель за счет Cr⁺⁶

41. 5PbO₂ + 2Mn(NO₃)₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

Pb⁺⁴ +2е = Pb⁺²            5    восстановление

Mn⁺² – 5е = Mn⁺⁷          2   окисление

PbO₂ – окислитель за счёт Pb⁺⁴

Mn(NO₃)₂ – восстановитель за счёт Mn⁺²

42. Cr₂⁺³(SO₄)₃ + KCl⁺⁵O₃ + 10NaOH → 2Na₂Cr⁺⁶O₄ + KCl^-1 + 3Na₂SO₄ + 5H₂O

2Cr⁺³ – 6e^— → 2Cr⁺⁶      1  окисление

Cl⁺⁵ + 6e^— → Cl^-1              1  восстановление

Cr₂⁺³(SO₄)₃ – восстановитель за счёт Cr⁺³

KCl⁺⁵O₃ – окислитель за счёт Cl⁺⁵

43. 5Cu₂O + 13H₂SO₄ + 2KMnO₄ = 10CuSO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 13H₂O

2Cu ⁺¹ – 2 e →2Cu⁺²     5

Mn ⁺⁷ +5 e → Mn⁺²     2

Cu₂O – восстановитель  за счет  Cu ⁺¹

KMnO₄ – окислитель за счет Mn ⁺⁷

44. 2P + 5CuSO₄ + 8H₂O = 2H₃PO₄ + 5Cu + 5H₂SO₄

Cu ⁺² + 2 e → Cu⁰           5

P ⁰  –  5 e  → P ⁺⁵        2

P ⁰  – восстановитель

CuSO₄ – окислитель за счет Cu ⁺²

За это задание ты можешь получить 2 балла. На решение дается около 15 минут. Уровень сложности: высокий.
Средний процент выполнения: 36.8%
Ответом к заданию 29 по химии может быть развернутый ответ (полная запись решения с обоснованием выполненных действий).

Задачи для практики

Открытый урок элективного курса

«Решение задач повышенной сложности по химии. Подготовка к ЕГЭ. 11 класс»

Тема урока: «Окислительно-восстановительные реакции. Электронно-ионный метод составления уравнений ОВР. Системный подход к решению задания ЕГЭ №30»

Тип урока: Изучение новой темы на основе комплексного применения ранее полученных знаний.

Основные цели и задачи:

А) Образовательные:

* сформировать у обучающихся понятия о важнейших окислителях и восстановителях;

* научить общим принципам составления уравнений ОВР, протекающих в растворах (электронно-ионный метод);

* научить прогнозировать окислительные или восстановительные свойства веществ, а также продукты их восстановления или окисления в зависимости от условий;

* научить системному подходу к решению задания №30 в формате ЕГЭ.

Б) Развивающие:

* развивать мышление учащихся, научить их делать логические выводы из наблюдений;

* развивать умение выделять общие и существенные признаки; отличать несущественные признаки; умение применять знания на практике;

* закрепить умения и навыки химического эксперимента, умение работать со справочным материалом (таблицы, опорные схемы, справочники и т.д.);

* развивать познавательные умения: выделять главное, вести конспект, делать выводы.

В) Воспитательные:

* формировать интерес учащихся к изучению химии, умение использовать приобретённые знания в практических целях (например, применение ОВР для получения металлов и других веществ; роль окислительно-восстановительных процессов в коррозии металлов и защита от неё и т.д.);

* воспитание мотивации к обучению, ответственного и серьёзного отношения к занятиям;

* воспитание дисциплинированности, умения работать в коллективе, уважения к учителю и одноклассникам.

Интегративная учебная проблема: «Почему одни вещества в реакции проявляют свойства восстановителя, а другие – окислителя? Как безошибочно определить роль того или иного вещества в ОВР, а также продукты их превращений?»

Тип урока: урок усвоения нового материала.

Технологии: проблемное, исследовательское, групповое и дифференцированное обучение; ИКТ.

Форма организации учебной деятельности учащихся: частично-поисковая деятельность, создание проблемных ситуаций; индивидуальная работа и в группах.

Учебно-методическое и материально-техническое обеспечение:

— учебник О.С. Габриеляна «Химия. 11 класс»;

— Комплекс материалов для подготовки учащихся к ЕГЭ по химии (под ред. Кавериной А.А.)

— таблица растворимости веществ в воде;

— электрохимический ряд напряжения металлов; опорные схемы по теории ОВР;

— мультимедийные средства (ПК, проектор и экран для демонстрации слайдов);

— доска ученическая, мел.

Оборудование: карточки задания для самостоятельной работы.

Ход урока

Учитель:

Мы продолжаем изучать окислительно-восттановительные процессы. Давайте вспомним основные положения теории ОВР:

1. Какие реакции относятся к ОВР?

2. Дайте определение понятия «степень окисления».

3. Как определяется степень окисления атома элемента в молекуле вещества?

4. Что такое окисление? Восстановление? Могут ли эти процессы существовать независимо друг от друга?

5. Что такое окислитель и восстановитель?

6. Как изменяется степень окисления в процессах окисления и восстановления?

7. Можно ли подбирать коэффициенты при составлении уравнений ОВР «на глазок»? Какие вам известны приемы при подборе коэффициентов?

Какое важнейшее правило лежит в основе составления электронного баланса?

Ответы учеников:

1. ОВР – это реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

2. Степень окисления (С.О.) – это условный заряд атома элемента в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит только из ионов. Положительная С.О. определяется числом электронов, оттянутых от данного атома, а отрицательная – числом электронов, смещённых от других атомов.

3. Чтобы рассчитать С.О. элемента в соединении, необходимо знать постоянные степени окисления некоторых химических элементов, а также то, что алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле вещества равна нулю. С.О. простых веществ равна нулю!

4. Окислением называется отдача электронов атомом, молекулой или ионом. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Эти два взаимопротивоположных процесса неразрывно связаны между собой: не существует окисления без восстановления и наоборот.

5. Вещество, атомы, молекулы или ионы которого в процессе реакции отдают электроны, называется восстановителем. Вещество, атомы, молекулы или ионы которого в процессе реакции принимают электроны, называется окислителем.

6. В процессе окисления С.О. восстановителя повышается. При восстановлении С.О. окислителя понижается.

7. Изменение С.О. элементов в ОВР обусловлено распространением электронов между окислителем и восстановителем. При этом число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Метод электронного баланса основан на сравнении С.О. атомов в исходных и конечных веществах, для чего составляют электронные уравнения и на их основе вычисляют коэффициенты.

Учитель:

Для ОВР, протекающих в растворах, существенную роль играет среда раствора, так как часто продукты восстановления большинства окислителей зависят от реакции среды, в которой протекает данная ОВР. Метод электронного баланса для таких ОВР имеет ряд недостатков: не учитывает реально существующие ионы в растворе; не позволяет прогнозировать продукты ОВР.

Влияние среды раствора, в котором протекает восстановление перманганат-иона, можно отразить следующей схемой:

Mn²⁺←(H⁺)← MnO₄^—→(OH^—)→MnO₄^2-

↓

(H₂O)

↓

MnO₂

Рассмотрим реакцию восстановления перманганата калия нитритом натрия в сернокислой среде. Нитрит натрия в результате окисления превращается в нитрат натрия. Катионы Mn²⁺, образующиеся в результате восстановления перманганата калия, связываются сульфат-ионами в сульфат марганца (II).

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + NaNO₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Электронный баланс: Mn⁺⁷ (+5е^—) → Mn⁺²│5 │2

N⁺³ (- 2e^—) → N⁺⁵ │2 │5

2KMnO₄ + 5 NaNO₂ +3 H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O.

Как видно, при составлении электронных уравнений мы вычленяем отдельные атомы, которые на самом деле в растворе отсутствуют.

В электронно-ионном методе (метод полуреакций) коэффициенты находят с помощью электронно-ионных уравнений. Последние отличаются от электронных уравнений (метод электронного баланса) тем, что в них учитывают ионы, образующиеся в результате диссоциации реагирующих веществ и реально существующие в водном растворе (учитель предлагает написать данное уравнение в полной ионной форме, после чего выписать из него частицы, несущие в себе окислитель и восстановитель и продукты их превращений).

При составлении электронно-ионных уравнений следует учитывать изменение не только зарядов ионов, но, весьма часто, и их состава, например, при восстановлении перманганат-иона по схеме: MnO₄^— → Mn²⁺, и во многих других случаях. Такие взаимные переходы сопряжены в общем случае с участием в них молекул воды или содержащихся в расвторе ионов Н⁺ и ОН^—. Если реакция идет в кислой среде, то при составлении полуреакций используют ионы Н^— или молекулы Н₂О; в щелочной среде – ионы ОН^— или молекулы Н₂О; в нейтральной среде – ионы Н⁺, ОН^— и молекулы Н₂О.

При составлении электронно-ионных уравнений необходимо обратить внимание на число атомов кислорода в исходных и образующихся частицах – молекулах, ионах. В связи с этим целесообразно опираться на следующие правила:

Правило 1

Если исходная частица (А) содержит кислорода больше, чем образующаяся (Б), то освобождающийся кислород связывается в кислых растворах ионами Н⁺ в воду (1), а нейтральных и щелочных растворах – в гидроксид-ионы (2):

1. О^2- + 2Н⁺ → Н₂О или А + Н⁺ → Б + Н₂О

2. О^2- + Н₂О → 2ОН^— или А + Н₂О → Б + ОН^—

Правило 2

Если исходная частица (А) содержит кислорода меньше, чем образующаяся (Б), то недостаток атомов кислорода восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды (1), а в щелочных – за счет гидроксид-ионов (2):

1. Н₂О → О^2- + 2Н⁺ или А + Н₂О → Б + 2Н⁺

2. 2ОН^— → О^2- + Н₂О или Б + ОН^— → Б + Н₂О

В соответствии с вышеописанными правилами составим электронно-ионные уравнения (полуреакции).

Рассмотрим последовательность, которой рекомендуется придерживаться при составлении окислительно – восстановительных реакций.

Пример 1. При окислении K₂SO₃ перманганатом калия в кислой среде последний восстанавливается в ионы

Решение. Составляем электронно-ионные уравнения по этапам.

1 этап.

Так как в ионе содержится кислорода больше, чем в образующемся ионе Mn²⁺, то избыток кислорода в кислой среде связывается ионами Н⁺, образуя воду (для связывания четырех ионов требуется восемь ионов Н⁺):

Чтобы стрелку заменить знаком равенства, надо, чтобы равенство было не только по числу атомов элементов, но и по зарядам.

Подсчитаем суммарные заряды в левой и правой частях полуреакции:

+7 +2

Для сохранения равенства зарядов левую часть схемы следует дополнить пятью электронами:

2 этап. Составляем полуреакцию процесса окисления:

Так как в исходном ионе содержится меньше кислорода, чем в образующемся, то недостаток атомов кислорода восполним за счет молекулы воды:

Число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях схемы; для восполнения условия равенства зарядов из левой части вычитаем два электрона:

3 этап. Запишем две полуреакции вместе и по правилам нахождения наименьшего кратного определим множители, на которые надо умножить обе полуреакции:

| 2

| 5

Производим сокращение:

Из этого уравнения видно, что окисление ионов в ионы перманганат-ионами сопровождается связыванием ионов Н⁺, которые идут на образование воды. Следовательно, кислая среда является необходимым условием этой реакции.

4 этап. Составляем молекулярное уравнение. Для этого к левой части ионного уравнения приписываем каждому иону противоион, такое же число ионов приписываем к правой части уравнения:

При написании продуктов реакции необходимо учитывать, что каждый ион из верхней строчки соединится с противоположным ионом из нижней (2 иона с 2 ионами ) и оставшиеся в нижней строчки ионы (2 иона К⁺ и 1 ион ) соединяются между собой.

Записываем молекулярное уравнение:

Как мы с вами убедились, данную реакцию можно уравнять как с помощью метода электронного баланса, так и с позиции метода полуреакций. Однако, существуют такие ОВР, уравнения которых невозможно составить, опираясь на метод электронного баланса:

FeSO₄ + KMnO₄ + H₂O → ?

Метод полуреакций позволит нам правильно спрогнозировать продукты данной ОВР. Окислителем являются перманганат-ионы MnO₄^—, которые в нейтральной среде восстанавливается до MnO₂↓, а восстановителем – ионы Fe²⁺, которые могут быть окислены в ионы Fe³⁺. Cоставим электронно-ионные уравнения и просуммируем их с учетом коэффициентов:

Fe²⁺ (-e^—)→ Fe³⁺ │1│3

MnO₄^— + 2H₂O (+3e^—)→ MnO₂↓ + 4OH^— │3 │1

3Fe²⁺ + MnO₄^— + 2H₂O → 3Fe³⁺ + MnO₂↓ + 4OH^— (суммарное уравнение в сокращенной ионной форме)

Как видно, в продуктах ОВР имеем одновременно ионы Fe³⁺ и OH^—, которые будут взаимодействовать между собой с образованием гидроксокатиона FeOH⁺:

3Fe³⁺ + 4OH^— → 3FeOH⁺ + OH^—.

Cледовательно, правая часть суммарного уравнения преображается следующим образом:

… → 3FeOH⁺ + OH^— + MnO₂↓

Преобразуем сокращенную ионную форму ОВР в молекулярную и получим:

3FeSO₄ + KMnO₄ + 2H₂O = 3FeOHSO₄ + MnO₂ + KOH

Задания для самостоятельного выполнения (раздается группам учеников на карточках):

Карточка 1.

Cоставьте уравнение реакции восстановления дихромата калия концентрированной соляной кислотой.

Решение:

| 2 | 1

| 6 | 3

Сr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6Cl^— = 2Cr³⁺ + 3Cl₂ + 7H₂O

K₂Сr₂O₇ + 14HCl = 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl + 7H₂O

Комментарий:

Восстановитель (HCl) в ходе реакции дополнительно выполняет функцию солеобразователя. Одна молекула K₂Cr₂O₇ окисляет шесть модекул HCl, образуя три молекулы хлора (3Cl₂), а восемь молекул HCl расходуются на образование солей (2KCl+2CrCl₃).

Карточка 2.

Cоставьте уравнение реакции окисления хлорида хрома (III) бромной водой в щелочной среде.

Решение:

Комментарий:

Из этого ионного уравнения видна роль щелочи: окисление ионов Cr³⁺ в бромом сопровождается потреблением ионов .Поэтому реакцию надо проводить в щелочной среде.

4)

Учитель:

По опыту сдачи ЕГЭ в 2018 году мы знаем насколько усложнилось задание №30 второй части. Если раньше требовалось доставить пропущенные вещества в левой и правой частях уравнения и подобрать коэффициенты методом электронного баланса, то теперь перед выпускником стоит сложнейшая задача — самому выбрать окислитель, восстановитель и реакцию среды, в которой протекает ОВР, а также спрогнозировать продукты ОВР. Это на порядок усложняет данное задание.

Предлагаю разработать системный подход к решению данного задания. Для этого мы должны четко представлять себе, какие свойства (окислительные или восстановительные ?) способно проявлять то или иное вещество. В качестве вспомогательного материала будем использовать составленную ранее таблицу, в которой отражены не только важнейшие окислители и восстановители, но также наиболее типичные превращения веществ.

Важнейшие восстановители и окислители

Воссстановители

Окислители

Все металлы (Ме0): Ме0 – ne— → Me+n Уголь (углерод, кокс): С0 – 2е— → С+2 С0 – 4е— → С+4 Оксид углерода (II): С+2О – 2е— → С+4О2 Сульфид-ион (сероводород, сульфиды): S-2 – 2e— → S0 (часто) S-2 – 6e— → S+4 (реже) S-2 – 8e— → S+6 (реже) Сернистая кислота и ее соли (сульфиты): (SO3)-2 – 2e— → (SO4)-2 Галогенид-ионы Наl— (Cl—, Br—, I—): 2Hal— — 2e— → Hal02 Хлорид олова (II): SnCl2 -2e— → SnCl4 Сульфат железа (II); 2FeSO4 -2e— → Fe2(SO4)3 Cульфат марганца (II); (MnO4)-2 ß (+OH)Mn+2(+H+) à (MnO4)— ↓ (+H2O) MnO2 Сульфат хрома (II) CrSO4: 2CrSO4 – 2e— → Cr2(SO4)3 Сульфат хрома (III) Cr2(SO4)3: (CrO4)-2 ß (+OH—) Cr+3 (+H+) à (Cr2O7)-2 Азотистая кислота и ее соли (нитриты): (NO2)— — 2e— → (NO3)— Аммиак NH3: NO ß NH3 à N2 ↓ NO2 Фосфористая кислота Н3РО3 и ее соли (фосфиты): (РО3)-3 – 2е— → (РО4)-3 Перекись водорода Н2О2 и пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Na2O2): (O2)-2 — 2e— → O20↑ Катод при электролизе

Галогены Hal20 (F2, Cl2, Br2): Hal20 + 2e— → 2Hal— Перманганат-ион (MnO4)—: (MnO4)-2 ß (+OH—)(MnO4)—(+H+) à Mn+2 (+Н2О)↓ MnO2 Ди(би)хромат-ион (Сr2O7)-2: (CrO4)-2ß (+OH—)(Сr2 O7)-2(+H+) à Cr+3 (+H2O)↓ Cr(OH)3 Азотная кислота HNO3: HNO3 (конц.) + малоакт.Ме → NO2 HNO3 (разб.) + малоакт.Ме → NO HNO3 (разб.) + активный Ме → N2, N2O HNO3 (оч.разб.) + активный Ме → NH4NO3 Кислород О2: О2 +4е— → 2О-2 Перекись водорода Н2О2 и пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Na2O2): (O2)-2 + 2e— → 2O-2 В кислой среде: Н2О2 + 2Н+ + 2е— → 2Н2О В щелочной среде: Н2О2 + 2е— → 2ОН— Концентрированная серная кислота: H2SO4 (конц.) + малоакт.Ме → SO2 H2SO4 (конц.) + среднеакт.Ме → S0 H2SO4 (конц.) + активныйМе → H2S Оксид меди (II): СuO + e → Cu+ СuO + 2e → Cu0 Оксид серебра: Ag2O +2e— → 2Ag0 Хлорид железа (III): FeCl3 + e— → FeCl2 Оксид свинца (IV): PbO2 + 2e— → Pb+2 ( в кислой среде, напр., PbCl2) Анионы (ClO)—, (ClO2)—, (ClO3)—, (ClO4)— при восстановлении переходят в Cl— или Cl20 Анод при электролизе

Таким образом, решение задания №30 можно представить в виде следующего пошагового алгоритма:

1 ШАГ

На основании данной таблицы и понимания зависимости окислительно-восстановительных свойств сложных веществ от степени окисления элементов, входящих в состав молекул, делаем вывод об ОВ-свойствах данных в задании веществ. При этом присваиваем выбранным веществам «ярлычок»: «окислитель», «восстановитель», «ОВ-двойственность».

2 ШАГ

Помним, что в перечень веществ могут входить «лишние» вещества, которые не участвуют в предполагаемых ОВР (но участвуют в РИО, см. Задание №31), а также вещества, которые могут быть использованы в качестве среды раствора. Им мы тоже присваиваем «ярлычки»: «среда», «РИО», «лишнее».

3 ШАГ

После того как «развесили ярлычки» начинаем составлять левую часть уравнения ОВР: выбираем из перечня веществ восстановитель, окислитель и среду раствора.

4 ШАГ

Зватем, прогнозируя продукты ОВР, составляем правую часть уравнения. Для сложных реакций на стадии прогнозирования можно воспользоваться методом полуреакций.

5 ШАГ

Составляем электронные уравнения окисления и восстановления (электронный баланс) и определяем коэффициенты.

Пример решения задания №30 ЕГЭ

Задание:

Перечень веществ: водород, гидроксид магния, серная кислота (конц.), магний, перманганат калия. Допустимо использование водных растворов веществ.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми может протекать окислительно-восстановительная реакция. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель в этой реакции.

Решение:

ШАГ 1.

Запишем химические формулы веществ из предложенного перечня:

H₂, Mg(OH)₂, H₂SO₄ (конц.), Mg, KMnO₄.

Определим окислительно-восстановительные свойства веществ – присвоим веществам «ярлычки»:

H₂ – восстановитель, но по отношению к магнию – окислитель (t⁰);

Mg(OH)₂ – не будет проявлять ОВ-свойств, т.к. в состав вещества входят химические элементы с постоянной С.О. («РИО»);

H₂SO₄ (конц.) – окислитель (за счет S⁺⁶);

Mg – восстановитель;

KMnO₄ – окислитель в растворе (за счет Mn⁺⁷).

ШАГ 2.

Выберем вещества, между которыми возможна ОВР: Mg и H₂SO₄ (конц.)

ШАГ 3.

Составим левую часть уравнения:

Mg + H₂SO₄(конц.)→ …

ШАГ 4.

Прогнозируем продукты:

Mg окисляется в ион Mg²⁺, который в условиях данной реакции входит в состав соли – сульфата магния MgSO₄;

H₂SO₄ (конц.) восстанавливается металлом, расположенным в ряду напряжений до алюминия, до сероводорода H₂S.

Концентрированная серная кислота в данной ОВР играет двоякую роль – окислителя и среды (солеобразователя), при этом в продуктах образуется также вода.

Таким образом, схема данной ОВР имеет вид:

Mg + H₂SO₄ (конц.) → MgSO₄ + H₂S + Н₂О

ШАГ 5.

Составляем уравнения электронного баланса и определяем коэффициенты:

Mg⁰ – 2e^— → Mg⁺² │2 │8│4

S⁺⁶ + 8e^— → S^-2 │8 │2 │1

Окончательное уравнение ОВР:

4Mg + 5H₂SO₄ (конц.) → 4MgSO₄ + H₂S + 4Н₂О

Задания для самостоятельного выполнения с последующим обменом между группами:

Вариант 1.

Перечень веществ: йодоводород, фтор,хлорат калия, йод, гидроксид калия. Допустимо использование водных растворов веществ.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми может протекать окислительно-восстановительная реакция. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель в этой реакции.

Вариант 2.

Перечень веществ: оксид хрома (III), сероводород, гидроксид калия, серная кислота, хлор. Допустимо использование водных растворов веществ.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми может протекать окислительно-восстановительная реакция. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель в этой реакции.