урок химии в 11 классе "ОВР"
план-конспект урока по химии (11 класс) по теме
Урок позволяет углубить знания о важнейщих окислителях и восстановителях, с помощью метода электонного баланса учащиеся расставляют коэффициенты в сложных окислительно-восстановительных реакциях, что способствует подготовке к сдаче ЕГЭ.
Скачать:
| Вложение | Размер |
|---|---|
 urok_khimii_v_11.doc | 106 КБ |
 okislitelno_-_vosstanovitelnye_reaktsii.pptx | 413.01 КБ |
Предварительный просмотр:
Урок химии в 11-м классе по теме
"Окислительно-восстановительные реакции»
Бударина Наталия Алексеевна, учитель химии
Цель урока:
углубление знаний по составлению уравнений ОВР методом электронного баланса.
Задачи урока:
1) повторить основные понятия об окислении и восстановлении, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций;
2) выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса;
3) показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.
Оборудование и реактивы:
раствор соляной кислоты и кусочки цинка, железные гвозди и раствор медного купороса, конц. серная кислота, перманганат калия, спирт, дихромат аммония;
инструкция “Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса”;
таблицы: “Окислители и восстановители”, «Разнообразие ОВР».
Тип урока: усвоение новых знаний с применением имеющихся знаний и умений с последующим обобщением и систематизацией.
Методы.
Словесные (беседа, объяснение).
Наглядные (инструкции, таблицы).
Практические (демонстрация и выполнение опытов).
Структура урока:
- Организационный момент
- Сообщение темы, постановка цели и задач урока
- Актуализация знаний
- Воспроизведение ранее полученных знаний и способов деятельности
- Оперирование знаниями, овладение способами деятельности в новых условиях
- Анализ и оценка итогов работы
- Определение и разъяснение д.з.
Ход урока
1. Организационный момент
2. Сообщение темы, постановка цели и задач урока
3. Актуализация знаний.
Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или лишь частично, оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче или присоединении электронов.
Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. С ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение и брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щёлочи, кислоты и другие ценные продукты. Они лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу 20-го века была создана электронная теория окислительно-восстановительных процессов. Таблица «Разнообразие ОВР»
4. Воспроизведение ранее полученных знаний и способов деятельности:
Повторение основных теоретических понятий темы: ОВР, окислители, восстановители, процессы окисления и восстановления.
Вопросы на повторение и закрепление:
1. Определение ОВР
2. Сущность процесса окисления
3. Сущность процесса восстановления
4. Повторите алгоритм нахождения степени окисления и найдите степень окисления в соединениях: серная кислота, перманганат калия, азотная кислота, хромат калия, бихромат калия
Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса. (Приложение 1)
Работа у доски:
- Записать схему реакции:
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
2. Определить, атомы, каких элементов изменяют степень окисления:
3. Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления:
4. Умножить полученные электронные уравнения на наименьшие множители для установления баланса по электронам:
5. Перенести множители из электронных уравнений в молекулярное уравнение реакции:
6. Проверить выполнение закона сохранения массы (число атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым) и, если требуется, ввести новые или изменить полученные коэффициенты:
Вывод: Данным способом расстановки коэффициентов удобно пользоваться, если известны исходные вещества и продукты реакции, т.е. даны полные схемы реакций.
5.Оперирование знаниями, овладение способами деятельности в новых условиях
Расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса (используйте алгоритм):
- KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + H2O
S+4 – 2e S+6 5 восстановитель
Окисление
Mn+7 +5e Mn+2 2 окислитель
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
- NH3 +O2 NO + H2O
N-3 – 5e N+2 4 восстановитель
Окисление
O20 +4e 2O-2 5 окислитель
Восстановление
4NH3 +5O2 = 4NO + 6H2O
- Cr(OH)3 + H2O2 + KOH K2CrO4 + H2O
Cr+3 – 3e Cr+6 2 восстановитель
Окисление
2O-1 +2e 2O-2 3 окислитель
Восстановление
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4KOH = 2 K2CrO4 + 8H2O
- K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
S+4– 2e S+6 6 3 восстановитель
Окисление
2Cr+6 +6e 2Cr+3 2 1 окислитель
Восстановление
K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O
Метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисления в исходных и конечных веществах, когда известны все исходные вещества и продукты реакции. Этот метод хорошо знают и используют все учащиеся при расстановке коэффициентов. И данным методом действительно удобно пользоваться и в неорганической и органической химии, конечно, если даны полные схемы реакций.
Домашнее задание:
Используя метод электронного баланса составьте уравнения реакций.
1) Na + HNO3 NaNO3 + N2O + H2O
2) K2FeO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O + O2
3) H2O2 + KMnO4 + HNO3 Mn(NO3)2 + KNO3 + H2O + O2
4) Ti2(SO4)3 + KClO3 + H2O TiOSO4 + KCl + H2SO4
5) Mn3O4 + KClO3 + K2CO3 K2MnO4 + KCl + CO2
6) Na2S4O6 + KMnO4 + HNO3 Na2SO4 + H2SO4 + Mn(NO3)2 + KNO3 + H2O
7) Cu2S + O2 + CaCO3 CuO + CaSO3 + CO2
8) FeCl2 + KMnO4 + HCl FeCl3 + Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O
9) CuFeS2 + HNO3 Cu(NO3)2 + Fe(NO3)3 + H2SO4 + NO + H2O
10)KSCN + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + CO2+ NO2 + SO2 + H2O
Решение Д/З
- 8 Na0 + 10 HN+5O3 →8 Na+NO3 + N+12O + 5 H2O
Na0 - 1ē → Na+1 8 восстановитель
2N+5 + 8ē → 2N+1 1 окислитель
- 4K2Fe+6O-24 + 10 H2SO4 → 2Fe+32(SO4)3 + 4K2SO4 + 10 H2O + 3O20
2Fe+6 + 6ē → 2Fe+3 4 2 окислитель
2O-2 - 4ē → O02 6 3 восстановитель.
- 5H2O-12 + 2KMn+7O4 + 6HNO3 → 2Mn+2(NO3)2 + 2KNO3 + 8H2O + 5O02
2O-1 - 2ē → O02 5 восстановитель
Mn+7 + 5ē → Mn+2 2 окислитель.
- 3Ti+32(SO4)3 + KCl+5O3 + 3H2O → 6Ti+4OSO4 + KCl-1 + 3H2SO4
2Ti+3 - 2ē → 2Ti+4 6 3 восстановитель
Cl+5 + 6ē → Cl-1 2 1 окислитель.
- 3Mn+8 / 33O4 + 5KCl+5O3 + 9K2CO3 → 9K2Mn+6O4 + 5KCl-1 + 9CO2
3Mn+8/ 3 - 10ē → 3Mn+6 6 3 восстановитель
Cl+5 + 6ē → Cl-1 10 5 окислитель.
- 5Na2S4+10/ 4O6 + 14KMn+7O4 + 42HNO3 → 5Na2S+6O4 + 15H2SO4 + 14Mn+2(NO3)2 + 14KNO3+ 6H2O
4S+10 / 4 - 14ē → 4S+6 5 восстановитель
Mn+7 + 5ē → Mn+2 14 окислитель.
- Cu+12S-2 + 2O20 + CaCO3 → 2Cu+2O-2 + CaS+4O3 +CO2
2Cu+1 - 2ē → 2Cu+2 -8ē 4 1 восстановители или Cu2S0 - 8ē → 2Cu+2 + S+4
S-2 - 6ē → S+4
O20 + 4ē → 2O-2 8 2 окислитель.
- 5Fe+2Cl-12 + 3KMn+7O4 + 24HCl → 5Fe+3Cl3 + 5Cl20 + 3Mn+2Cl2 3KCl + 12H2O
Fe+2 - 1ē → Fe+3 -3ē 5 восстановители или FeCl02 - 3ē → Fe+3 + Cl20
2Cl-1 - 2ē → Cl20
Mn+7 + 5ē → Mn+2 3 окислитель.
- 3CuFe+2S2-2 + 32HN+5O3 → 3Cu(NO3)2 + 3Fe+3(NO3)3 + 6H2S+6O4 + 17N+2O + 10H2O
Fe+2 - 1ē → Fe+3 -17ē 3 восстановители
2S-2 -16ē → 2S+6
N+5 + 3ē → N+2 17 окислитель.
Или
3Cu+1Fe+3S2-2 + 32HN+5O3 3Cu+2(NO3)2 + 3Fe+3(NO3)3 + 6H2S+6O4 + 17N+2O + 10H2O
восстановитель Cu+1 -1ē → Cu+2 1 окисление
восстановитель 2S-2 - 16ē → 2S+6 окисление
окислитель N+5 +3ē → N+2 17 восстановление
Или
CuFeS20- 17ē → Cu+2+ Fe+3+ 2S+6
- 6KS-2CN-3 + 13K2Cr2+6O7 + 55H2SO4 →13Cr2+3(SO4)3 + 16K2SO4 + 6CO2 + 6N+4O2 +
+ 6S+4O2+55H2O
S-2 - 6ē → S+4 -13ē 6 восстановители
N-3 - 7ē → N+4
2Cr+6 + 6ē → 2Cr+3 13 окислитель.
ИЛИ
KSCN -13ē → K+1 + S+4 + C+4 + N+4
ИЛИ
SCN– -13ē → S+4 + C+4 + N+4
Приложение №1.
Алгоритм составления химических уравнений методом электронного баланса
- Составить схему реакции.
- Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.
Помните! 1.Степень окисления простых веществ равна 0;
2.Степень окисления металлов в соединениях равна
номеру группы этих металлов (для I-III группы).
3.Степень окисления атома кислорода в
соединениях обычно равна - 2, кроме H2O2 -1 и ОF2.
4. Степень окисления атома водорода в
соединениях обычно равна +1, кроме МеH (гидриды).
5.Алгебраическая сумма степеней окисления
элементов в соединениях равна 0.
- Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.
- Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются.
- Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в процессе реакции.
- В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)
- Определить восстановитель и окислитель.
- Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.
- Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.
- Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора.
- Проверить уравнение реакции.
Приложение №2.
Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители | Окислители |
Металлы, Н2, уголь, СО – оксид углерода(II) H2S, SO2, H2SO3 и её соли HJ,HBr,HCl SnCl2 ,FeSO4 ,MnSO4, Cr2(SO4)3 HNO2-азотистая кислота NH3 –аммиак NO- оксид азота (II) Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза Катод при электролизе | Галогены KMnO4, K2MnO4, MnO2, K2Cr2O7, K2CrO4 HNO3-азотная кислота H2O2 – пероксид водорода О3 – озон, О2 H2SO4( конц.), H2SеO4 CuO, Ag2O, PbO2 Ионы благородных металлов (Ag+, Au3+ ) FeCl3 Гипохлориты, хлораты и перхлораты «Царская водка» Анод при электролизе |
Самостоятельная работа для проверки знаний
Вариант 1
1. Проставьте степень окисления элементов в соединениях, формулы которых IBr, TeCl4, SeFe, NF3, CS2.
2. В следующих схемах реакций укажите степень окисления каждого элемента и расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
1) F2 + Хе → XeF6 3) Na + Br2 → NaBr
2) S + H2 → H2S 4) N2 + Mg → Mg3N2
Вариант 2.
1.Проставьте степень окисления элементов в соединениях: H2SО4, HCN, HNО2, РС13
2. Допишите уравнения реакций окисления-восстановления:
1) CI2 + Fe → 2) F2 + I2 → 3) Ca + С → 4) С + H2 →
Укажите степени окисления элементов в полученных продуктах.
Вариант 3.
1. Проставьте степень окисления в соединениях, формулы которых XeF4, CC14, РС1б, SnS2.
2. Напишите уравнения реакций: а) растворения магния в растворе серной кислоты; б) взаимодействия раствора бромида натрия с хлором. Какой элемент окисляется и какой восстанавливается?
Вариант 4.
1. Составьте формулы следующих соединений: а) нитрида лития (соединения лития с азотом); б) сульфида алюминия (соединения алюминия с серой); в) фторида фосфора, в которых электроположительный элемент проявляет максимальную степень окисления.
2. Напишите уравнения реакций: а) иодида магния с бромом; б) растворения магния в растворе бромоводородной кислоты. Укажите, что в каждом случае является окислителем и что — восстановителем.
Вариант 5.
1.Составьте формулы следующих соединений: а) фтора с ксеноном; б) бериллия с углеродом, в которых электроположительный элемент проявляет максимальную степень окисления.
2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах:
1) KI + Cu(NО3)2 → CuI + I2 + KNО3
2) MnS + HNО3 (конц.) → MnSО4 + NО2 + H2О
Вариант 6.
1. Проставьте степени окисления каждого элемента в соединениях, формулы которых Na2SО3, КСЮ3, NaCIO, Na2CrО4, NН4СlO4, BaMnО4.
2. Напишите уравнения реакций: а) иодида лития с хлором; б) лития с соляной кислотой. Проставьте степени окисления всех элементов и коэффициенты по методу электронного баланса.
Вариант 7.
1. Вычислите степени окисления марганца, хрома и азота в соединениях, формулы которых КMnO4, Na2Cr2О7, NH4NО3.
2. Проставьте степени окисления каждого элемента и расставьте коэффициенты, используя метод электронного баланса в следующих схемах:
1) Fe + FeВr3 → FeBr2
2) H2SО3 + I2 + H2О → H2SО4 + HI
Вариант 8.
1. Какова степень окисления углерода в оксиде углерода (IV) и изменяется ли она при взаимодействии углекислого газа с водой с образованием угольной кислоты?
2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах:
1) NH3 + SO2 → N2 + S + H2О
2) H2S + H2О2 → H2SО4 + H2О
Приложение 3
Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители | Окислители |
Металлы, Н2, уголь, СО – оксид углерода(II) H2S, SO2, H2SO3 и её соли HJ,HBr,HCl SnCl2 ,FeSO4 ,MnSO4, Cr2(SO4)3 HNO2-азотистая кислота NH3 –аммиак NO- оксид азота (II) Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза Катод при электролизе | Галогены KMnO4, K2MnO4, MnO2, K2Cr2O7, K2CrO4 HNO3-азотная кислота H2O2 – пероксид водорода О3 – озон, О2 H2SO4( конц.), H2SеO4 CuO, Ag2O, PbO2 Ионы благородных металлов (Ag+, Au3+ ) FeCl3 Гипохлориты, хлораты и перхлораты «Царская водка» Анод при электролизе |
Восстановленные формы некоторых окислителей:
KMnO4 (перманганат-ион) Na2Cr2O7 (дихромат-ион)
MnO4-→Mn+2 (среда кислотная) Cr2O72-→ Cr+3 (среда кислотная)
MnO4-→ MnO2 (среда нейтральная) Na2CrO4 (дихромат-ион)
MnO4-→ MnO42- (среда щелочная) CrO42-→ [Cr(ОН)6]3- (среда щелочная)
Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода: | |
как окислитель: | как восстановитель: |
Н2О2 + 2Н+ + 2е = 2 Н2О, | 1) в кислотной среде: Н2О2 – 2e = O2 + 2H+; |
2) щелочной среде: Н2О2 + 2ОН- – 2e = O2 + 2 Н2О |
Используемые информационные источники:
- Л.С. Гузей. Материалы курса “Фундаментальные понятия общей химии в школьном курсе”. Лекции 1-8. М.: Педагогический университет “Первое сентября”, 2006.
- http://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov/18.html
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Цель урока: Задачи урока: 1) повторить основные понятия об окислении и восстановлении, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций; 2) выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса; 3) показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни. Углубление знаний об окислительно – восстановительных реакциях и закрепление умений по составлению уравнений ОВР методом электронного баланса.
Тип урока: усвоение новых знаний с применением имеющихся знаний и умений с последующим обобщением и систематизацией.
Структура урока: Организационный момент Сообщение темы, постановка цели и задач урока Актуализация знаний Воспроизведение ранее полученных знаний и способов деятельности Оперирование знаниями, овладение способами деятельности в новых условиях Анализ и оценка итогов работы Определение и разъяснение д.з .
Актуализация знаний Вопросы на повторение и закрепление: 1. Определение ОВР 2. Сущность процесса окисления 3. Сущность процесса восстановления 4. Повторите алгоритм нахождения степени окисления и найдите степень окисления в соединениях: серная кислота, перманганат калия, азотная кислота, хромат калия, бихромат калия 5. Расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса (используйте алгоритм)
Определение ОВР Реакции, идущие с изменением степени окисления называются окислительно-востановительными.
Процесс окисления, восстановитель - электроны H 2 0 - 2ē 2H + S -2 - 2ē S 0 Al 0 - 3ē Al +3 Fe +2 - ē Fe +3 2 Br - - 2ē Br 2 0
Восстановители Металлы, Водород, Уголь. Окись углерода ( II ) ( CO ). Сероводород ( H 2 S ); Оксид серы ( IV ) ( SO 2 ); Сернистая кислота H 2 SO 3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 ( SO 4 ) 3 . Азотистая кислота HNO 2 ; Аммиак NH 3 ; Гидразин NH 2 NH 2 ; Оксид азота( II ) ( NO ). Катод при электролизе.
Процесс восстановвления, окислитель +электроны Mn +4 + 2ē Mn +2 S 0 + 2ē S -2 Cr +6 +3ē Cr +3 Cl 2 0 +2ē 2Cl - O 2 0 + 4ē 2O -2
Окислители Галогены. Перманганат калия( KMnO 4 ); Манганат калия ( K 2 MnO 4 ); Оксид марганца ( IV ) ( MnO 2 ). Дихромат калия ( K 2 Cr 2 O 7 ); Хромат калия ( K 2 CrO 4 ). Азотная кислота ( HNO 3 ). Серная кислота ( H 2 SO 4 ) конц. Оксид меди( II ) ( CuO ); Оксид серебра ( Ag 2 O ); Пероксид водорода ( H 2 O 2 ). Хлорид железа( III ) ( FeCl 3 ). Бертоллетова соль ( KClO 3 ). Анод при электролизе.
Алгоритм . Определение степени окисления элементов по химической формуле Задание: Определите степени окисления элементов в серной кислоте ( H 2 SO 4 ) 1. Написать формулу серной кислоты H 2 SO 4 2. По периодической таблице определить степень окисления элемента, стоящего слева. Определение производить согласно правила: элемент, стоящий слева отдает электроны, его степень окисления положительна и численно равна номеру группы элемента. Так слева в формуле расположен водород это элемент первой группы периодической системы, следовательно его степень окисления равна +1 H 2 +1 SO 4 3. По периодической таблице определить степень окисления элемента, стоящего справа. Определение производить согласно правила: элемент, стоящий справа принимает электроны, его степень окисления отрицательна и численно равна номеру периода, в котором находится элемент минус восемь ( №периода - 8). Так справа в формуле расположен кислород, это элемент шестого периода, следовательно его степень окисления равна (6-8=-2) H 2 +1 SO 4 -2 4. Определить степень окисления третьего элемента согласно правила: сумма степеней окисления всех атомов, образующих частицу равна заряду частицы - для нейтральной молекулы - это 0. С этой целью составим математическое уравнение, включив в него степени окисления всех атомов молекулы и приняв за х степень окисления серы. 2(+1) + х + 4(-2) = 0 5. Решить уравнение, определив степень окисления серы. Х=+6
Уравнение составляется в несколько стадий: Записывают схему реакции. KMnO 4 + HCl KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются. KMn +7 O 4 + HCl -1 KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем. Mn +7 + 5ē Mn +2 2 Cl -1 - 2ē Cl 2 0 Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления. –––––––––––––––––––––––– 2Mn +7 + 10Cl -1 2Mn +2 + 5Cl 2 0 Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции. 2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O Алгоритм уравнивания ОВР методом электронного баланса Mn +7 + 5ē Mn +2 2 2Cl -1 - 2ē Cl 2 0 5
Расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса (используйте алгоритм): KMnO 4 + K 2 SO 3 + H 2 SO 4 MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O NH 3 + O 2 NO + H 2 O Cr(OH) 3 + H 2 O 2 + KOH K 2 CrO 4 + H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 3 + H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
Задание для самостоятельной и домашней работы: Используя метод электронного баланса составьте уравнения реакций. 1) Na + HNO 3 NaNO 3 + N 2 O + H 2 O 2) K 2 FeO 4 + H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O + O 2 3) H 2 O 2 + KMnO 4 + HNO 3 Mn (NO 3 ) 2 + KNO 3 + H 2 O + O 2 4) Ti 2 (SO 4 ) 3 + KClO 3 + H 2 O TiOSO 4 + KCl + H 2 SO 4 5) Mn 3 O 4 + KClO 3 + K 2 CO 3 K 2 MnO 4 + KCl + CO 2 6) Na 2 S 4 O 6 + KMnO 4 + HNO 3 Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 + Mn (NO 3 ) 2 + KNO 3 + H 2 O 7) Cu 2 S + O 2 + CaCO 3 CuO + CaSO 3 + CO 2 8) FeCl 2 + KMnO 4 + HCl FeCl 3 + Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O 9) CuFeS 2 + HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + Fe(NO 3 ) 3 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O 10)KSCN + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + CO 2 + NO 2 + SO 2 + H 2 O
По теме: методические разработки, презентации и конспекты
Презентация к уроку химии "Обобщающий урок по теме «Теоретические основы химии»"11 класс
Обобщение, систематизация и коррекция знаний, умений и навыков, полученных при изучении строении атомов химических элементов, изменении их свойств по группе и периоду....
Использование современных образовательных технологий на уроках химии: личностно- ориентированные технологии и современный урок химии
Использование современных педагогических технологий во многом определяет уровень творческого подхода учителя к уроку иэффективность достигнутых результатов...
Урок химии: проблема классификации уроков, современные требования к уроку по предмету. Характеристика основных типов урока химии в школе
урок химии, проблемы и современные требования...
урок химии 9 класс Подготовка к ОГЭ по химии. Презентация к уроку.
Презентация к уроку. Она сделает его более ярким и интересным....
Конспект урока по химии в 9 классе "Эпос Джангар на уроке химии"
Девиз урока: «Все познается в сравнении»Цель урока:Установление межпредметной связи между калмыцкой литературой и химией.Активизация познавательной деятельности учащихся.Воспитание любви к...
Разработка урока химии в 8 классе Предмет и задачи химии. О понятиях и теориях химии.
В разработке урока представлена технологическая карта урока №1 "Предмет и задачи химии. О понятиях и теориях химии."( химия 8 класс УМК Н.Е.Кузнецовой) , презентация к уроку и тест на закреп...
Технологическая карта урока химии «Возникновение и развитие органической химии - химии соединений углерода. Классификация и номенклатура углеводородов».
Технологическая карта урока химии в 9 классе УМК Н.Е.Кузнецова, И.М.Титова, Н.Н.Гара по теме «Возникновение и развитие органической химии - химии соединений углерода. Классификация и номенк...