«Просто о сложных химических реакциях и процессах»

Пояснительная записка

           Данный курс включает в себя 17ч (для учащихся 9 класса, в рамках предпрофильной подготовки) и 70 часов (для учащихся 9-10 классов, как факультативный курс). 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:

1. умение прогнозировать свойства вещества;
2. пособность к анализу;
3. способность к синтезу, выделению главного;
4. видеть проблему в целом;
5. умение классифицировать процессы;
6. навыки постановки проведения эксперимента;
7. наблюдать и делать выводы;
8. 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:

1. Выполнение практических работ (по алгоритму или с элементами творчества);
2. Поиск информации и составление блок-схем;
3. 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 (17ч, 9 класс)

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».

 «Удивительный мир окислительно-восстановительных реакций».

( 9-10 классы ,  70 часов)

Пояснительная записка

        Данный курс включает в себя 70 часов и рассчитан на учащихся 9-10 классов (возможно разновозрастные группы).

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» (9-10 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.

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. Г. Д. Клинский, Л.Л. Дмитриевский, В.Д. Скопинцев  Химия.  Пособие для абитуриентов.  Москва. Издательство  МСХА  2002
3. Егоров А. С..Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы.   Ростов-на-Дону   «Феникс». 2000.  с. 149-158.
4. Зуева М.В, Гара Н.Н Контрольные и проверочные работы по химии. 10-11 кл. Методичекое пособие. М.: дрофа, 1998.
5. Ким А. М.  Органическая химия.  Учебное пособие.  Сибирское университетское издательство  Новосибирск 2001
6. Кузьменко Н.Е, Еремин В.В  2400 задач по химии для школьников и поступающих в вузы.-М:Дрофа, 1999.
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. Мартыненко Б. М. , Михалева М. В.  К характеристике окислительно-восстановительных свойств кислоты. Журнал «Химия в школе» № 5 2002г. с. 67-70. .
9. Н. Н. Олейников, Г. П.  Муравьева  Химия. Основные алгоритмы  решения задач (под редакцией академика Ю. Д.Третьякова).   УНЦ ДО  ФИЗМАТЛИТ  Москва  2003        
10. Савинкина Е. Н.,  Логинова Г. П. Универсальное учебное пособие. Химия 8-11.   Полный школьный курс.    Москва   «АСТ-ПРЕСС» 2000,  с. 85-92.
11. Сидорская Э.А О методе полуреакций // Химия в школе. -1993.- №6-с.10-14.
12. Соколова И. Ф. Химия. Для старшеклассников и абитуриентов химических и медицинских вузов. «Московский лицей» 2001. . с.143-244.
13. Ушкалова В. Н. ,  Иоанидис Н. В. Химия: конкурсные задания и ответы. Репетитор.  Москва «Просвещение»  2000., с.35-64.
14. Химический энциклопедический словарь/ Гл. редактор И.Л.Кнуньянц. М.: Советская энциклопедия, 1983.
15. Хомченко Г.П, Севостьянова К.И. Окислительно-восстановительные реакции. –М.:»Просвещение», 1998.
16. Хохлова А. И.  Методы составления уравнений окислительно- восстановительных реакций.  Химия. № 44 2002г.
17. Чертков И.Н   Методика формирования у учащихся основных понятий органической химии: Пособие для учителя. – 2-е изд., перераб. –       М.: Просвещение, 1990. – 191с.: ил.
18. Шустов С.Б, Шустова Л.В Окислительно-восстановительные процессы в живой природе // Химия в школе. -1995.- №2-с.37-40.
19. Энциклопедический словарь юного химика. М.:Педагогика,1982.

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 О2- кислород связывается в кислых растворах ионами Н+ в воду, а в нейтральных и щелочных растворах молекулами воды – в гидроксид-ионы:

                                                         О2-  +  2Н+ = Н2О  ( кислая среда ).

О2-  +  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 = О2-  +  2Н+

В щелочных - за счет гидроксид-ионов:                   2ОН-  =  О2-  +  Н2                                                                                                                                                                                       

Приложение № 4.

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

Приложение № 5.

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

                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 + H2SO4 =                             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.