"Окислительно-восстановительные реакции"
методическая разработка по химии (8, 9 класс)

Конспект урока по химии

в 8 классе по теме:

«Окислительно - восстановительные реакции»

Вид урока: комбинированный урок

Тип урока: урок изучения нового материала.

Образовательные технологии, элементы технологий, используемые на уроке:

• Информационно-коммуникативные технологии;

Элементы:

• Технология «Проблемного обучения»;
• Элементы технологий развивающего обучения;
• Технологии уровневой дифференциации;
• Системно-деятельностного подхода.

Разработала:

учитель химии

ГБОУ школа № 217

Красносельского района

г. Санкт-Петербурга

Квятковская О.С.

Аннотация: Урок химии по теме «Окислительно-восстановительные реакции» предназначен для учащихся 8-х  классов. На уроке раскрываются основные понятия об окислительно-восстановительных реакциях: степень окисления, окислитель, восстановитель, окисление, восстановление. Формируется умение составлять записи ОВР методом электронного баланса.

ЦЕЛЬ УРОКА:  сформировать систему знаний об окислительно-восстановительных реакциях, научить составлять химические записи ОВР методом электронного баланса.

ЗАДАЧИ УРОКА: 

Обучающие: рассмотреть сущность окислительно-восстановительных процессов, научить применять «степени окисления» для определения процессов окисления и восстановления; научить учащихся уравнивать записи окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса.

Развивающие: Совершенствовать умения высказывать суждение о типе химической реакции, анализируя степень окисления атомов в веществах; делать выводы, работать с алгоритмами, формировать интерес к предмету.

Воспитывающие: формировать потребность в познавательной деятельности и ценностное отношение к знаниям; анализировать ответы товарищей, прогнозировать результат работы, оценивать свою работу; воспитать культуру общения через работу в парах «ученик – ученик», «учитель – ученик».

Методы, используемые на уроке: Объяснительно-иллюстративный.

Понятия,  вводимые на уроке: окислительно-восстановительные реакции; окислитель; восстановитель; процесс окисления; процесс восстановления.

Используемое оборудование и реактивы: проектор, таблица растворимости, периодическая система Д. И. Менделеева, соляная кислота, серная кислота, цинк в гранулах, магниевая стружка, раствор сульфата меди, железный гвоздь.

Форма работы: индивидуальная, фронтальная.

Ход урока

I. Организационный момент

II. Повторение  пройденного материала

      УЧИТЕЛЬ: На предыдущих уроках ма с вами познакомились с таким понятием, ка степень окисления. Давайте  вспомним с вами ранее изученный материал о степени окисления, который будет необходим нам на уроке.

         Устный фронтальный опрос: (СЛАЙД 2)

Запишем формулу сернистой кислоты и определим степени окисления каждого из элементов:

H2+1SxO3-2                                                            

(+1) * 2 +X*1  + (-2) . 3 = 0

X = +4

H2+1S+4O3 -2

         УЧАЩИЕСЯ: Для того, чтобы рассчитать степень окисления, нужно воспользоваться несложными правилами:

• Степень окисления кислорода почти всегда равна  -2.
• Степень окисления водорода почти всегда равна +1.
• Степень окисления металлов всегда положительна и в максимальном значении почти всегда равна номеру группы.
• Степень окисления свободных атомов и атомов в простых веществах всегда равна 0.
• Суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна 0.

Запишите число на своих маршрутных листах, ФИО, класс.

УЧИТЕЛЬ предлагает ученикам  для закрепления сформулированных правил посчитать - найти степень окисления элементов в простых веществах и соединениях: (СЛАЙД 3)

I тур «Я знаю и умею»

Класс соединений: (написать формулу, определить класс соединений, степень окисления)

20 - оксид алюминия

30 - гидроксид  магния

40 - серная кислота

50 - сульфат меди (II)

Металлы, неметаллы:  

20 - элемент II периода, 1 группы, главной подгруппы (самый легкий металл-литий)

30 - элемент IV периода, 2 группы, главной подгруппы (необходим в составе костей скелета (кальций)

40 - С (Входит в состав известного витамина, необходимого в весеннее время)

50 - F(Он необходим для сохранения в норме эмали зубов человека (фтор)

А все-таки что?

20 - Какая кислота всегда находится в желудке человека? (соляная)

30 - Какое вещество гасят водой, хотя оно не горит? (негашеная известь)

40 - Выброс каких продуктов сгорания (ОКСИДЫ) производят теплоэлектростанции, работающие на каменном угле? (оксиды углерода, серы)

50 - Какой царский напиток не пил ни один царь? Назовите его состав.                    (царская водка, состоит из 1 объёма азотной кислоты и 3 объёмов соляной кислоты - кислоты концентрированные)

Реакции горения применяются для получения тепла, света, механической энергии. Именно с их помощью ракеты и самолеты поднимаются в космос. Процессы дыхания, фотосинтеза, горения, брожения и многие другие – это окислительно-восстановительные реакции. (СЛАЙД 4)

Целеполагание.

Запись темы урока: «Окислительно-восстановительные реакции»

III. Изучение нового материала. Формирование новых знаний.

 «Знание и умение всегда найдут применение…». Почему она так звучит? (СЛАЙД 6)

Чтобы ответить на данный вопрос, объявляю второй тур.

II  тур «Практикум» Помните! Правила техники безопасности. (СЛАЙД 7)

Реакция замещения:

30 -  1) нитрат серебра   +   HCl                Ag    +    HNO3

          2) 2HCl   +  цинк                 ZnCl2    +    H2                      

40 -   1)   ….   +   HCl                Ag    +    HNO3

           2)    2HCl   +  …               ZnCl2    +    H2                      

50 -  1)   нитрат серебра   +   соляная кислота                Ag     + HNO3 

         2) соляная кислота + цинк               …..+…….

Реакция соединения:

30 -  1) сульфат меди (II) + хлорид бария                    BaSO4     + CuCl2

         2) магний+кислород

40 -  1) CuSO4 + …… 

50 -  1) сульфат меди (II) + хлорид бария                

            2)

Реакция разложения:

30 - 1)

               2) KMnO4             K2MnO4 + MnO2  + O2

40 - 1)

        2) перманганат калия

50 - 1)

               2) перманганат калия              K2MnO4 + MnO2  + O2

Работа у доски (СЛАЙД 8,9) Рассмотрим первый вариант

   +1 +5 -2             +1 -1                    +1 -1              +1 +5 -2

 AgNO3   +   HCl                Ag    +    HNO3     (у доски пишет учащийся)

(реакция ионного обмена)

Степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились. А вот в другой реакции – взаимодействие соляной кислоты с цинком

    +1 -1              0                        +2   -1                   0

  2HCl   +  Zn                 ZnCl2    +    H2                       (у доски пишет учащийся)

(раекция замещения)

атомы двух элементов, водорода и цинка, изменили свои степени окисления: водород  с +1 на 0, а цинк – с 0 на +2. Следовательно, в этой реакции каждый атом водорода получил по одному электрону

    +1                                       0

2H   + 2e-                H2

а  каждый атом цинка – отдал два электрона

    Zn0 - 2 e-             Zn

УЧИТЕЛЬ: Какие типы химических реакций вы знаете по числу и составу реагируащих и образующих веществ)

УЧАЩИЕСЯ: Реакции замещения, реакции соединения, реакции разложения, реакции ионного обмена.

УЧИТЕЛЬ: К ОВР относятся все реакции замещения, а также те  реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество.

Химические реакции

(по изменению степени окисления)

УЧИТЕЛЬ: В ходе проведенной работы, мы познакомились с новыми понятиями. (СЛАЙД 10)

Дать определение ОВР. (СЛАЙД 11-15)

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно – восстановительными реакциями (запись в конспект)

Запишите в свой конспект:

Элементы или вещества, отдающие электроны называются восстановителями; в ходе реакции они окисляются.

Условный ион Н в степени окисления +1 превратился в нейтральный атом, то есть каждый атом водорода получил по одному электрону.

2Н+1 +2е-               Н2

Элементы или вещества, принимающие электроны, называются окислителями; в ходе реакции они восстанавливаются.

Цинк из нейтрального атома превратился в условный ион в степени окисления +2, то есть отдал 2е.

   0                          +2

Zn   -  2е                 Zn

Схема

Степени окисления атомов и процессы окисления-восстановления

- отдача электронов - окисление,  восстановитель

                               -4  -3  -2   -1   0   +1  +2 +3 +4 +5 +6  +7
                           -  присоединение электронов – восстановление, окислитель

УЧИТЕЛЬ: В качестве примеров ОВР продемонстрируем  следующий опыт.

Вот еще одно развлеченье: я опущу монетку в бесцветный раствор. Из медной монеты она превратится в серебряную монету.

Опыт «Посеребренее монеты» 

В заранее приготовленный раствор нитрата серебра опустить медную монету на минуту. Затем просушить ее фильтровальной бумагой.

Мы волшебники.

Ответы учащихся.

УЧИТЕЛЬ:

Итак, химические знания просто необходимы для жизни человека. Химия – это наука, которая тесно связана с нашей жизнью.

а) Какое уравнение запишем?

б) Какая реакция происходит при этом?

Запишите уравнение реакции взаимодействия  нитрата серебра с медью. 

2AgNO3 + Cu = Cu(NO3)2 + 2Ag

 (СЛАЙД 16)

Расставьте степени окисления химических элементов в уравнении.

в) Что произошло со степенями окисления в данном уравнении?

Какая это реакция? По какому признаку определили?

Напишите электронный баланс к уравнению.

Обозначим степень окисления всех элементов в формулах веществ – реагентов и продуктов этой реакции:

Что с ними произошло?

Условный ион Ag в степени окисления +1 превратился в нейтральный атом, то есть отдал 1е:

   +1                           0

Ag   +  1е                Ag

Запишите в свой конспект:

Элементы или вещества, принимающие электроны, называются окислителями; в ходе реакции они восстанавливаются.

Медь из нейтрального атома превратилась в условный ион в степени окисления +2, то есть отдала  2е:

    0                   +2

 Cu  - 2е            Cu

Элементы или вещества, отдающие электроны называются восстановителями; в ходе реакции они окисляются.

Закрепление:

Медицина и окислительно-восстановительные реакции:

Окислительно-восстановительные реакции активно происходят как на стадиях разложения организмов, так и на стадии заживления ран, излечивания от болезней. Одну из простейших окислительно-восстановительных реакций вы могли не только наблюдать, но и хотя бы раз в жизни провести!

Н2О2 → Н2О + О2

Перекисью водорода называется хорошо известное в народе вещество, которое широко используют как в медицине, так и для бытовых целей. В частности, перекись водорода рекомендуют как дезинфицирующее средство. Действие перекиси связано с тем, что при контакте с живой тканью она начинает быстро разлагаться. При этом выделяется молекулярный кислород, который способствует окислению органических компонентов разных клеток. При разложении перекиси кислород выделяется настолько энергично, что раствор вспенивается. Получившаяся при контакте с тканью пена помогает в механическом очищении повреждений и ран. Вместе с пеной из ран удаляется мусор, микроорганизмы, омертвевшие частицы тканей, гнойные выделения и так далее. Раствор перекиси водорода способен за счет пенообразования способствовать тромбообразованию и оказывать кровоостанавливающее действие при небольшом кровотечении.

Итоги урока: что такое ОВР, что такое окислитель, восстановитель, окисление, восстановление.

Значение ОВР, записать в конспект (СЛАЙД 18)

Домашнее задание: пар 43,определения выучить, задание в тетради

A) H2S + O2 → SO2 + H2O                                 

Б) H2SO4 + Na → Na2SO4 + H2S + H2O          

В) SO2 + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr  

Г) Li + O2  =  Li2O    

Дополнительно (если остается время): Давайте выполним задание по вышеописанному образцу.

Задание: Для окислительно – восстановительных реакций укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления, составьте электронный баланс:

1) BaO + SO2 =BaSO3 

2) CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu

3) Li + O2  =  Li2O

4) CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2SO4 

1) Р-3 → Р+5                                     

2) Р+3 →Р+5                           

3) Р+5 → Р0                                     

 1) Э0 → Э-1                                     

 2) Э+7 → Э-1                                 

 3) Э-1 → Э0                                   

Алгоритм составления химических уравнений методом электронного баланса:

1.Составить схему реакции.

2.Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.

Помните!       

• Степень окисления простых веществ равна  0;
• Степень окисления металлов в соединениях равна  

номеру группы этих металлов (для I-III группы).

• Степень окисления атома кислорода  в

соединениях обычно равна   - 2, кроме H2O2 -1  и ОF2.

• Степень окисления атома водорода  в

соединениях обычно равна   +1,  кроме МеH (гидриды).

• Алгебраическая сумма степеней окисления  

элементов  в соединениях  равна  0.  

3.Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.

4.Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются.

5.Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления.

6.Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в процессе реакции.

7.В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)

8.Определить восстановитель и окислитель.

9.Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.

10.Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.

11.Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора.

12.Проверить уравнение реакции.

НОК: (наименьшее общее кратное)

4 и 5 = 20  

2 и 2 = 2

1 и 2 = 2

3 и 2 = 6

4 и 2 = 4

Схема

Степени окисления атомов и процессы окисления-восстановления

- отдача электронов - окисление,  восстановитель

                               -4  -3  -2   -1   0   +1  +2 +3 +4 +5 +6  +7
                           -  присоединение электронов - восстановление, окислитель

II часть урока (2-ой урок)

Метод электронного баланса как способ составления уравнений ОВР

Далее рассмотрим составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса. В основе метода электронного баланса лежит правило: общее число электронов, которые отдаёт восстановитель, всегда равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

После объяснения учащиеся под руководством учителя составляют уравнения ОВР по планам, которые составил учитель к этому уроку <Приложение 2>. 

Памятки находятся у каждого ученика на парте.

УЧИТЕЛЬ: Среди изученных нами реакций к окислительно – восстановительным  реакциям относятся:

1. Взаимодействие металлов с неметаллами

                             2Mg + O2 =2MgO

Восстановитель           Mg0 -2e            Mg+2              2      окисление

Окислитель                   O2 +4e             2O-2           1       восстановление  

      2. Взаимодействие металлов с кислотой.

                                 H2SO4 + Mg =MgSO4+H2

Восстановитель     Mg0 -2e                  Mg+2            2      окисление

Окислитель             2O-2 +4e                O20           1       восстановление  

3. Взаимодействие металлов с солью.

                                 CuSO4 + Mg =MgSO4+Cu

Восстановитель     Mg0 -2e                 Mg+2              2      окисление

Окислитель             Cu+2 +2e                 Cu0            1       восстановление  

Диктуется реакция, один учащийся самостоятельно составляет схему реакции у доски:

H2 + O2 → H2O

Определим, атомы каких элементов изменяют степень окисления.

( H2° + O2° → H2O2).

Составим электронные уравнения процессов окисления и восстановления.

(H2° -2e → 2H+ – процесс окисления,

O2°  +4e → 2O-²  - процесс восстановления,

Н2 – восстановитель, О2  - окислитель)

Подберём общее делимое для отданных и принятых е и коэффициенты для электронных уравнений.

(∙2| Н2°-2е → 2Н+  - процесс окисления, элемент – восстановитель;

 ∙1| O2°  +4e → 2O-²  - процесс восстановления, элемент – окислитель).

Перенесём эти коэффициенты в уравнение ОВР и подберём коэффициенты перед формулами других веществ.

2H2 + O2 → 2H2O.

IV. Закрепление изученного материала

Упражнения для закрепления материала:

1. Какая схема превращения азота соответствует данному уравнению реакции

4NH3 +5O 2 → 4NO + 6H2O

                       1) N+3 → N+2                            3) N+3 → N-3 

                       2) N-3 → N-2                             4) N-3 → N+2 

      2) Установите соответствие между изменением степени окисления атома серы и схемой превращения вещества. Запишите цифры без пробелов и запятых.

СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЙ

A) H2S + O2 → SO2 + H2O                                 

Б) H2SO4 + Na → Na2SO4 + H2S + H2O          

В) SO2 + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr                 

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

1) Э+4 → Э+6

2) Э+6 → Э-2

3) Э+6 → Э+4

4) Э-2 →  Э+6

5) Э-2 →  Э+4  ответ (521)

      3)Установите соответствие между схемой превращения и изменением степени окисления окислителя в ней.

СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЙ

A) Cl2 + K2MnO4 → KMnO4 + KCl

Б) NH4Cl + KNO3 → KCl + N2O + H2O

В) HI + FeCl3 → FeCl2 + HCl + I2 

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ

ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ

1) Э+6 → Э+7 

2) Э+5 → Э+1 

3) Э+3 → Э+2 

4) Э0 →  Э-1 

5) Э-1 →  Э0 ответ (423)

V. Заключительное слово учителя

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями. Весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции, в основном окислительно-восстановительные.

  VI. Рефлексия.  

              VIII. Домашнее задание: § 43, упр.1, 3, 7  стр.234-235.

Используемая литература:

1. 1.Габриелян О.С. «Химия. 8 класс: учеб. для общеобразоват. учреждений. –М. : Дрофа, 2010.
2. Окислительно – восстановительные реакции. Хомченко Г.П., Севастьянова К.И. - Из-во Просвещение, 1985.
3. Электронный учебник: http://www.alhimikov.net/elektronbuch/Page-28.html
4. Ресурсы интернет:

 http://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov/18.html

 http://cor.edu.27.ru/dlrstore/0000002e-1000-4ddd-97d5-460046642032/2109440o2.pdf 

 http://e-ypok.ru/ege_chemistries_c1 

ПАМЯТКА ДЛЯ УЧАЩИХСЯ

Приложение №1

Важнейшие восстановители и окислители

 Приложение №2

Алгоритм составления химических уравнений методом электронного баланса:

1.Составить схему реакции.

2.Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.

Помните!       

• Степень окисления простых веществ равна  0;
• Степень окисления металлов в соединениях равна  

номеру группы этих металлов (для I-III группы).

• Степень окисления атома кислорода  в

соединениях обычно равна   - 2, кроме H2O2 -1  и ОF2.

• Степень окисления атома водорода  в

соединениях обычно равна   +1,  кроме МеH (гидриды).

• Алгебраическая сумма степеней окисления  

элементов  в соединениях  равна  0.  

3.Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.

4.Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются.

5.Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления.

6.Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в процессе реакции.

7.В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)

8.Определить восстановитель и окислитель.

9.Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.

10.Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.

11.Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора.

12.Проверить уравнение реакции.

 Приложение 3

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

Маршрутный лист  по теме:

 «_______________________________________________________________»

1. Выполните задания: напишите формулу, определите степень  окисления

__________- сернистая кислота

2. Раунд I «Я знаю и умею»

______________________________________________________

______________________________________________________

______________________________________________________

______________________________________________________

3. Раунд II «Практикум». Помните правила ТБ.

4.                                 Химические реакции

5. __________________________________________ - это  реакции___________________________________________________________

__________________________________________________________________

6. а)____________________ - это частица (атом, ион) которая в ходе окислительно-восстановительного процесса принимает  электроны.

б)____________________ - это частица (атом, ион), которая в ходе окислительно- восстановительного процесса отдает электроны.

    в)_________________  - процесс отдачи электронов.

    г)_________________  - процесс принятия электронов.

7. Решите задачу, напишите уравнение.

На уроке технологии школьник поранил руку, педагог обработал рану 3%-м раствором пероксида водорода. Наблюдается вспенивание, причем они не могут объяснить причин этого явления. Это незнание служит источником для возникновения проблемной ситуации.