Элективные курсы Окислительно-восстановительные реакции. Решение задач. — 9 класс


Министерство образования Российской Федерации
Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение
г. Владимира «Средняя общеобразовательная школа № 34»
Тема элективных курсов по химии:
Окислительно-восстановительные реакции. Решение задач.
Выполнил:
Васильева Жанна Алексеевна, учитель химии
Владимир 2012 г
СОДЕРЖАНИЕ.
Пояснительная записка.
Содержание курса.
Список литературы.
Приложение.
Приложение № 1. Химический практикум.
Приложение № 2. Демонстрационные опыты.
Приложение № 3. Упражнения и задачи для контроля знаний.
Приложение № 4. Перечень тем творческих проектов учащихся.
Пояснительная записка.
Элективный курс для учащихся 9-х классов посвящен окислительно-восстановительным реакциям, рассчитан на 17 часов. Рекомендуется проведение этого курса во втором учебном полугодии 9-го класса. Данный курс составлен на основе авторской программы С.В.Павленко (Сборник элективных курсов. Химия. 9 класс. Профильное образование / сост. В.Г. Денисова. – Волгоград: Учитель, 2007). В авторскую программу были внесены изменения и дополнения. Увеличено количество практических работ и демонстрационных опытов, включены расчетные задачи, в которых используются окислительно-восстановительные процессы.
Выбор элективных курсов по теме ОВР объясняется чрезвычайной распространенностью реакций. С ними связаны процессы обмена веществ в организме, брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы можно наблюдать при электролизе, выплавке металлов и их коррозии. Окислительно-восстановительные реакции вызывают у учащихся определенные трудности и требуют углубления и систематизации. Данный курс позволяет более широко взглянуть на окислительно-восстановительные процессы с практической точки зрения, позволяет подготовить учащихся к итоговой аттестации по химии (задания по теме ОВР включены в ГИА и ЕГЭ по химии).
Цель курса:
Систематизировать и углубить знания учащихся о сущности окислительно-восстановительных реакций, их роли в природе и практическом применении.
Задачи курса:
Углубить знания учащихся о методах расстановки коэффициентов и влиянии среды на течение ОВР.
Расширить знания учащихся о распространении ОВР в природе и практической деятельности человека (электролиз, гальванический элемент, металлургия).
Развивать у учащихся общеучебные умения и навыки (наблюдения, планирования, обобщения, анализа, синтеза), творческие способности.
Формировать практические умения и навыки работы с лабораторным оборудованием и реактивами.
Научить решению задач с использованием ОВР.
По окончании курса учащиеся должны
Знать:
Отличие ОВР от реакций обменного типа.
Методику определения степеней окисления и валентности атомов в соединениях.
Классификацию окислительно-восстановительных реакций.
Важнейшие окислители и восстановители, методы составления ОВР.
Понятия электрохимической коррозии и способов защиты от неё, сущность электролиза, электролиз расплавов и растворов как окислительно-восстановительный процесс.
Правила техники безопасности при работе с химическим оборудованием и реактивами.
Уметь:
Составлять окислительно-восстановительные уравнения реакций методом электронного баланса и полуреакций. Определять продукты реакций с учетом влияния среды.
Производить расчеты по уравнениям
Самостоятельно пополнять и систематизировать свои знания, пользоваться учебником и дополнительной литературой, пользоваться приемами сравнения, обобщения, делать выводы, грамотно оформлять отчеты и творческие задания.
Программа курса построена по следующей схеме:
- теоретические основы по разделу;
- отработка упражнений по разделу;
- химический практикум
- контроль за знаниями и умениями.
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.
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.
Содержание курса.
№ п/п Тема занятия Кол-во часов
В том числе Форма контроля
лекций практич семинар 1. Введение. Электроотрицательность. Степень окисления. Валентность. 1 ч 0,5 ч 0,5 ч Выполнение упражнений.
Решение задач
2. Понятие ОВР. Важнейшие восстановители и окислители. 2 ч 1 ч 0,5 ч 0,5 ч Выполнение упражнений
3. Методы составления ОВР 2 ч. 1 ч. 1 ч. Выполнение упражнений.
4. Классификация ОВР 2 ч 0,5 ч 1 ч 0,5 ч Выполнение упражнений
Химический практикум.
5. Влияние среды на течение ОВР. 2 ч 0,5ч 1ч 0,5 ч Решение задач и упражнений. Химический практикум.
6. Металлы в окислительно-восстановительных процессах. 5 ч 2 ч 1 ч
0,5 ч
0,5 ч 1 ч Выполнение упражнений.
Химический практикум.
7. Окислительно-восстановительные процессы вокруг нас. 2 1 1 Итоговый контроль.
8. Защита творческих проектов.
2 ч 2 ч Защита творческих проектов
Итого: 17 6,5 ч 4,5 ч 7 ч Тема 1. Введение. – 1 час.
Лекция. (0,5 ч): Теория ОВР (повторение и обобщение изученного в обязательном курсе химии). Вспомнить понятия электроотрицательности, валентности, степени окисления, их общие черты и различия.
Семинар (0,5 ч). Решение задач на определение степени окисления, валентности.
Тема 2. Понятие ОВР. Основные окислители и восстановители – 2 часа.
Лекция (1час): Изменение окислительно-восстановительных свойств в периодах и главных подгруппах. Примеры некоторых восстановителей и окислителей, имеющих большое значение в технике и лабораторной практике. Приемы работы со сводной таблицей важнейших окислителей и восстановителей.
Семинар(0,5ч). Определение окислительных и восстановительных свойств веществ.
Демонстрационный опыт № 1 (0,5 ч). Окислительные свойства кислот.
Тема 3. Методы составления ОВР – 2 часа.
Лекция (1ч): Метод электронного баланса. ОВР с несколькими окислителями и несколькими восстановителями. Метод полуреакций.
Семинар(1ч):Выполнение упражнений по составлению окислительно-восстановительных уравнений реакций методом электронного баланса и полуреакций.
Тема 4. Классификация ОВР - 2 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 типов окислительно-восстановительных реакций.
Практическая работа № 1 (1 ч). Типы окислительно-восстановительных реакций.
Тема 5. Влияние среды на течение ОВР – 2 часа.
Лекция (0,5 ч). Влияние среды (кислой, нейтральной, щелочной) среды на характер протекания реакции, изменение степеней окисления атомов. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца в различных средах, окислительно-восстановительные свойства соединений хрома в различных средах.
Семинар (0,5 ч). Решение упражнений на определение продуктов реакций.
Практическая работа № 2.(1 ч) Влияние среды на течение ОВР.
Тема 6. Металлы в окислительно-восстановительных процессах. – 5 час.
Лекция (1 ч). Гальванический элемент. Стандартные электродные потенциалы металлов. Окислительно-восстановительные потенциалы.
Демонстрационный опыт № 2 (0,5 ч). Медно-цинковый гальванический элемент.
Лекция (1ч): Сущность электролиза. Электролиз водных растворов и расплавов. Количественные соотношения при электролизе. Электролиз на практике.
Демонстрационный опыт № 3 (0,5 ч). Электролиз солей.
Семинар (1 ч). Электролиз растворов и расплавов как окислительно-восстановительный процесс, решение упражнений по теме. Расчет выхода продукта при электролизе.
Практическая работа № 3. (1 ч). Металлы в окислительно-восстановительных процессах.
Тема 7. Окислительно-восстановительные реакции вокруг нас. - (2 часа). Лекция (1ч): Окислительно-восстановительные реакции в быту, в промышленности. Круговорот элементов в природе.
Семинар (1 ч). Итоговый контроль по теме ОВР.
Тема 8. Защита творческих проектов. – 2 часа.
Защита творческих проектов, подготовленных учащимися из предложенных тем в Приложении 4.4.
3. Список литературы.
1. Блохина О.Г Я иду на урок химии: летопись важнейших открытий химии. XVII-XIXвв.: Книга для учителя. – М.: Издательство «Первое сентября», 1999. – 320с.: ил.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1987. – 704 с.
3. Зуева М.В, Гара Н.Н. Контрольные и проверочные работы по химии. 10-11 кл. Методическое пособие. - М.: дрофа, 1998.
4. Кузьменко Н.Е, Еремин В.В 2400 задач по химии для школьников и поступающих в вузы.-М: Дрофа, 1999.
5. Сидорская Э.А О методе полуреакций // Химия в школе. -1993.- №6-с.10-14.
6. Сорокин В.В., Загорский В.В. Задачи химических олимпиад. – М.: Изд-во МГУ, 1989. – 256 с.
7. Хомченко Г.П, Севостьянова К.И. Окислительно-восстановительные реакции. Книга для вн. чтения учащихся – М.:»Просвещение», 1999. 141 с.
8. Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Сборник задач по химии. – М.: РИА «Новая Волна», 2008., - 278 с.
9. Химический энциклопедический словарь/ Гл. редактор И.Л.Кнуньянц. М.: Советская энциклопедия, 1983.
10.«Химия в школе».– 2006. – №6 Первое сентября. Химия».– 2003.– №№2-4
11. Чертков И.Н Методика формирования у учащихся основных понятий органической химии: Пособие для учителя. – 2-е изд., перераб. – М.: Просвещение, 1990. – 191с.: ил.
12. Шустов С.Б, Шустова Л.В Окислительно-восстановительные процессы в живой природе // Химия в школе. -1995.- №2-с.37-40.
13. Энциклопедический словарь юного химика. М.: Педагогика,1982
14. http://www.uchmet.ru/library/material/140977/15. http://nature.1580.ru/chem_spec.html16. http://rudocs.exdat.com/docs/index-32883.html?page=917. http://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov/18b.html18. http://www.shkola34.ru/experience/18
4. Приложение.
4.1. Приложение № 1. Химический практикум.
Практическая работа № 1. Типы окислительно-восстановительных реакций.
Опыт 1. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные процессы.
а) На железную или керамическую пластинку поместить 2 – 3 грамма дихромата аммония ((NH4)2Cr2O7), для начала реакции нагреть, после чего прекратить нагревание. Обратить внимание на особенности протекания реакции и ее продукты – газообразные (азот и пары воды) и твердый (Cr2O3).
Задание.
Написать уравнение реакции, расставить коэффициенты и указать окислитель и восстановитель.
б) В пробирку внести несколько кристаллов нитрата меди (Cu(NO3)2∙3H2O). Закрепить пробирку в штативе и осторожно нагревать, наблюдая изменение цвета кристаллов и цвета выделяющегося газа.
Задание.
Написать уравнение реакции разложения нитрата меди (II), учитывая окраску возможных продуктов реакции:
безводный Cu(NO3)2 – белый;
Cu(NO2)2 – не существует;
CuO – черный;
Cu – красный;
N2, NO, и О2 – бесцветные газы;
NO2 – бурый газ.
Указать окислитель и восстановитель в молекуле нитрата меди (II).
Опыт 2. Реакции диспропорционирования.
а) В стакан с коричневым раствором иода( I2 ) добавить раствор щелочи.
Задание.
Наблюдать за изменением окраски раствора.
Написать уравнение реакции, указав атомы окислители и восстановители.
б) Реакция разложения хлората калия (реакция Тищенко):
Задание.
Написать уравнение разложения хлората калия. Указать окислитель и восстановитель.
Практическая работа № 2.
Влияние среды на течение ОВР.
Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия в разных средах.
1) Окисление сульфита натрия (Na2SO3) перманганатом калия (KMnO4) в кислой среде.
Налить в пробирку несколько капель (2 – 3) раствора перманганата калия, такой же объем 2Н раствора H2SO4, затем по каплям прибавлять сульфит натрия до полного обесцвечивания раствора.
Задание.
В какую степень окисления переходит Mn+7 в кислой среде?
Написать уравнение реакции, расставить коэффициенты и указать какую функцию выполняет в ней сульфит натрия и серная кислота.
2) Окисление сульфита натрия (Na2SO3) перманганатом калия (KMnO4) в нейтральной среде.
Налить в пробирку несколько капель (3 – 5) раствора перманганата калия и примерно такой же объем сульфита натрия.
Задание.
Как меняется в этом случае цвет раствора? Какое соединение образовалось в осадке?
Какая степень окисления марганца устойчива в щелочной и слабоосновной среде?
Написать уравнение реакции и расставить коэффициенты.
3) Окисление сульфита натрия (Na2SO3) перманганатом калия (KMnO4) в щелочной среде.
Налить в пробирку 3 - 4 капли концентрированного раствора NaOH или KOH, такой же объем сульфита натрия (Na2SO3), затем 2 – 3 капли раствора KMnO4.
Задание.
Как изменилась окраска раствора? Какой ион придает раствору такую окраску?
Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты.
На основании опытов 1, 2, 3 сделать общий вывод о характере продуктов восстановления перманганат-иона в зависимости от рН среды.
В какой среде перманганат-ион проявляет более высокую окислительную активность?
Опыт 2. Окислительные свойства дихромата калия (K2Cr2O7).
1) Окисление сульфата железа (II) дихроматом калия.
Налить в пробирку 2 – 3 капли раствора дихромата калия (K2Cr2O7) и столько же 3Н раствора H2SO4, после чего по каплям приливать раствор сульфата железа (FeSO4). Пока дихромат-ионы полностью не прореагируют, оранжевый их цвет в сочетании с цветом образовавшихся гидратированных ионов хрома (III), образует бурый раствор. Поэтому добавление по каплям раствора сульфата железа (II) следует вести до достижения устойчивой окраски.
Задание.
В какой цвет окрашен раствор? Какую функцию выполняет в этой реакции сульфат железа (II)?
Написать уравнение реакции и расставить коэффициенты.
2) Окисление сульфита натрия (Na2SO3) дихроматом калия (K2Cr2O7).
Приготовить в пробирке, как в предыдущем опыте, раствор дихромата калия (K2Cr2O7), подкисленный серной кислотой, и прибавлять к нему по каплям раствор сульфита натрия (Na2SO3) до достижения устойчивой окраски.
Задание.
Написать уравнение реакции, расставить коэффициенты и указать окислитель и восстановитель.
Практическая работа № 3.
Металлы в окислительно-восстановительных процессах.
Опыт 1. Восстановительные свойства алюминия.
В пробирку поместить кусочек алюминиевой стружки и 5 капель концентрированного раствора щелочи. Слегка нагреть пробирку на спиртовке.
Задание.
Что наблюдается? Написать уравнения реакции.
Сделайте выводы о свойствах алюминия.
Опыт 2. Восстановительные свойства магния в реакции с кислородом
1. Возьмите тигельными щипцами кусочек магниевой стружки и внесите в пламя горелки.
2. Полученное вещество поместите в пробирку, прилейте 3-4 мл дистиллированной воды, добавьте 2-3 капли фенолфталеина и нагрейте. Задание
1. Напишите уравнение реакции взаимодействия магния с кислородом и укажите признаки реакции. Какие свойства (окислителя или восстановителя) имеет магний в данной реакции?
2. Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида магния с водой. Оксид магния - основной, амфотерный или кислотный?
Опыт 3. Восстановительные свойства металлов в реакциях с неокисляющими кислотами
1. Возьмите 4 пробирки и опустите в первую кусочек магния, во вторую - цинка, в третью - железа и в четвертую - меди.
2. В каждую пробирку налейте по 2-3 мл раствора H2SO4.
Задание
1. Определите окислитель и восстановитель. Какие свойства проявляют металлы? Какой элемент (ион) является окислителем?
2. Сделайте вывод о том, какие металлы могут окисляться ионами водорода и какие - нет.
3. Расположите исследованные металлы в ряд по их активности.
Опыт 4. Сравнительная активность металлов
1. Налить в пробирку 2-3 мл раствора сульфата меди(II) и опустить в нее железную проволоку.
2. В две пробирки налить раствор сульфата железа(II). В одну из них опустить кусочек меди, в другую - магния.
Задание
1. Напишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде и укажите признаки реакций.
2. Сделайте вывод о том, в каких случаях реакция между металлом и солью другого металла возможна и в каких нет. Подтвердите вывод значениями Е0 соответствующих систем.
Демонстрационный опыт.
Демонстрационный опыт № 1. Окислительные свойства кислот.
Опыт 1. Окислительные свойства азотной кислоты.
К 4 каплям раствора иодида калия прилить 4 капли раствора азотной кислоты.
Задание:
1.Что наблюдается? Составьте уравнения реакций.
2. Как можно доказать, что появившаяся окраска обусловлена выделившимся иодом?
Опыт 2. Окислительные свойства концентрированной азотной кислоты.
В пробирку поместить маленький кусочек меди и 4 капли концентрированной азотной кислоты (Осторожно! Опыт проводить в вытяжном шкафу!).
Задание:
Напишите уравнения реакции взаимодействия концентрированной азотной кислоты с медью.
Пронаблюдайте за изменениями, происходящими в пробирке. Сделайте вывод.
Демонстрационный опыт № 2. Медно-цинковый гальванический элемент.
Гальванический элемент состоит из двух полуэлементов, каждый из которых представляет собой металлический электрод, погруженный в раствор соли того же металла. Полуэлементы соединяются в электрическую цепь с помощью трубки, заполненной токопроводящим раствором (так называемого электролитического или солевого мостика). На рис.1 приведена схема медно-цинкового гальванического элемента ZnZnSO4CuSO4Cu (знак в схематической записи гальванического элемента символизирует солевой мостик, а одиночные вертикальные линии символизируют границу металл-раствор).

Рис.1. Гальванический элемент медно-цинковый:
1-стаканчики; 2-подставка; 3-электролитный мостик;
4- рН-метр (иономер); 5-цинковый электрод; 6-медный электрод
Реакция, протекающая на левом электроде, соответствует процессу окисления
Zn0 – 2e Zn2+
Реакция на правом электроде – процессу восстановления.
Cu2+ + 2e Cu0
Электрод, на котором происходит окисление, является анодом; электрод, на котором происходит восстановление, является катодом.
Суммарная реакция в гальваническом элементе выражается уравнением:
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
Демонстрационный опыт № 3. Электролиз.
Опыт 1. Электролиз раствора сульфата меди
Взвесить электрод на аналитических весах с точностью до 0,001 г. Опустить электроды в стакан с приготовленным раствором сульфата меди CuSO4 и пропустить постоянный электрический ток. Наблюдать происходящие явления на электродах. После отключения установки вынуть электроды, просушить фильтровальной бумагой электрод, на котором выделилась медь, и тщательно взвесить его. Определить по разнице масс количество выделившейся на электроде меди. Составить уравнение электродных процессов и общее уравнение реакции. Определить выход меди по току.
Опыт 2. Электролиз раствора сульфата натрия
В U–образную трубку налить раствор сульфата натрия. В катодное колено трубки добавить несколько капель лакмуса или метилового оранжевого, в анодное – фенолфталеина. В оба колена трубки опустить тонкие угольные электроды и пропускать постоянный электрический ток. Наблюдать происходящие явления (изменение окраски индикаторов, выделение газов). С чем это связано? Составить электродные процессы с учётом электродных потенциалов и перенапряжения, указать продукты электролиза. Сделать вывод: электролиз какого вещества фактически протекает в данном случае?
Упражнения и задачи для контроля знаний.
Тема 1. Введение. Электроотрицательность. Валентность. Степень окисления.
Установите соответствие между формулой веществ и степенью окисления атомов углерода.
Формула вещества Степень окисления
А. CH2Cl2 – 4
Б. HCHO – 2
В. HCOONa 0
Г. CBr4 + 2
Д. + 4
Установите соответствие между формулой соединения и значением степени окисления хлора в нём.
Формула вещества:
1) Ca(OCl)2 2) KClO3 3) HClO2 4) FeCl3
Степень окисления:
А) +1 ;Б) +2 ; В) +3 ;Г) +5 ;Д) -1
Установите соответствие между формулами веществ и степенями окисления марганца.
Формула вещества:
MnSO4 2) Mn2O7 3) K2MnO4 4) MnO2
Степень окисления:
А) +1 Б)+2 В)+4 Г) +6 Д) +7 Е) +8
Установите соответствие между формулой вещества и степенью окисления азота в нём.
Формула вещества:
А) (NH4)2SO4 Б) N2H4 В) CH3NO2 4) KNO3
Степень окисления:
1) -3 2) -2 3) -1 4) +2 5) +3 6) +5
5) Установите соответствие между названием химического элемента и возможными значениями его степеней окисления.
Название элемента Степень окисления
А) Хлор 1) -2, -1, 0, +2
Б) Фтор 2) -2, 0, +4, +6
В) Фосфор 3) -3, 0, +3, +5
Г) Сера 4) -1, 0
5) -1, 0, +1, +3, +5, +7
6) -4, -2, 0, +2, +4
6) Установите соответствие между формулой вещества, степенью окисления и валентностью углерода в нём.
Формула вещества Степень окисления Валентность
I)СН4 1) -4 A) I
II) НСОН 2) -2 Б) II
III) НСООН 3) 0 В) III
IV) СН3-ОН 4) +2 Г) IV
5) +4
7) Соотнесите ион и степень окисления кислотообразующего элемента.
1. Cr2O7 2- А) + 3
2. SO32- Б) + 4
3. CLO41- В) + 7
4. NO21- Г) + 6
8 Одинаковую степень окисления фосфор имеет в каждом из двух веществ, формулы которых:
1) Li3P и P2O5 2) PCl3 и P2O5 3) PH3 и Ca3(PO4)3 4) P2O5 и Na3PO4
9. Степень окисления серы в соединениях, формулы которых H2SO3 и Na2SO4 соответственно равна:
1) +6 и +4 2) -2 и +4 3) +4 и +6 4) +6 и -2
10. Степень окисления азота в соединениях, формулы которых N2O и N2O5 соответственно равна:
1) +2 и +5 2) +1 и +5 3) -1 и +5 4) +2 и +2
11. Одинаковую степень окисления азот имеет в каждом из двух веществ, формулы которых:
1) N2O и HNO2 2) NH3 и Li3N
3) N2O5 и HNO2 4) Cu(NO3)2 и NO2
12. Степень окисления +6 имеет сера в каждом из веществ в группе:
1) H2SO4, (NH4)2SO4, SO3 2) SO2, H2S, SO3
3) H2SO3, SO3, K2SO4 4) SO3, Na2SO4, H2SO3
13. Хлор в веществах, формулы которых KCl, Cl2, Cl2O7, имеет соответственно степени окисления:
1) -1, 0, +7 2) +1, 0, -7 3) -1, +1, +7 4) -1, 0, -2
14. Положительную степень окисления атом кислорода имеет в соединении:
1) H2O 2) H2O2 3) F2O 4) Fe3O4
Задачи по теме «Валентность. Степень окисления».
Задача 1 . При взаимодействии 5.4 г. некоторого металла с соляной кислотой образовалось 6,72 л (н.у.) водорода. В полученной соли металл трехвалентен. С каким металлом был проведен опыт.
Задача 2. При взаимодействии 12 г. некоторого металла с серной кислотой образовался 1 г. водорода. В полученной соли металл двухвалентен. С каким металлом был проведен опыт?
Задача 3. При действии воды на гидрид металла массой 0,84 г выделился водород, объем которого при нормальных условиях составил 896 мл. Определите, гидрид какого элемента был взят, если известно, что элемент проявляет степень окисления + 2.
Задача 4. При взаимодействии щелочно-земельного металла массой 3,425 г. с водой объемом 560 мл. (нормальные условия). Определите, какой металл взят для реакции.
Задача 5. Составьте электронные формулы брома в степенях окисления 0; - 1; + 3. Укажите распределение электронов внешнего энергетического уровня.
Задача 6. В каких степенях окисления атом иода будет иметь такую же электронную формулу, как и атомы благородных газов криптона и ксенона.
Задача 7. Неизвестный металл массой 6, 75 г. соединяется с хлором, объем которого при нормальных условиях равен 8,4 л. Этот же металл может реагировать с иодом, причем в хлориде и иодиде он проявляет одну и ту же степень окисления. Какая масса иодида образуется при взаимодействии металла массой 6,75 г. с иодом
Задача 8. Щелочной металл массой 2,66 г. поместили в избыток молекулярного хлора. Полученное твердое вещество растворили в воде, к раствору добавили избыток раствора нитрата серебра. При этом выпал осадок массой 2,87 г. Какой металл был взят?
Задача 9. Две пластинки одинаковой массы изготовлены из одного металла, степень окисления которого в соединениях равна двум. Пластинки опустили в растворы солей меди и серебра одинаковой концентрации, через некоторое время вынули, высушили и взвесили. Масса первой пластины увеличилась на 0,8%, второй – на 16%. Из какого металла изготовлены пластинки.
Тема 2. Понятие ОВР. Важнейшие окислители и восстановители.
1. Определите, какие процессы относятся к процессам окисления, а какие к процессам восстановления:
S (SO4)2-; S (S2-); Sn Sn4+; K K+;
Br2 2(Br)-; 2H+ H2; H2 2(H)-; V2+ (VO3)-;
(Cl)- (ClO3)-; (IO3)- I2; (MnO4)- (MnO4)2-
2. Определите, какие реакции относятся к окислительно-восстановительным:
А) H2+Br2 2HBr; Б) NH4Cl NH3+HCl; В) NH4NO3 N2O+2H2O;
Г) 2K2CrO4+H2SO4 K2Cr2O7+K2SO4+H2O; Д) Fe+S FeS
3. Кто из этих галогенов окислитель, а кто восстановитель?
Cl2 + I2 + H2O → … + …
4. Какую роль выполняет пероксид водорода в каждой реакции?
H2O2 + KI + H2SO4 →
H2O2 + K2Cr2O7 + H2SO4 →
H2O2 + KNO2 →
5. Какое вещество окислитель? Какое вещество восстановитель?
А) H2O2+H2SO4+FeSO4=Fe2(SO4)3+H2O
Б) KNO2+Cr2O3+KNO3=K2CrO4+NO
В) MnSO4+PbO2+HNO3=HMnO4+Pb(NO3)2+PbSO4+H2O
6. Концентрированная H2SO4 при обычной температуре пассивирует:
A) Zn , Б) Сu , В) AI
7. Концентрированная HNO3 не реагирует с металлом:
A) Ca , Б) Au , В) Mg
8. Разбавленная HNO3 с активными металлами восстанавливается до:
A) NO , Б) N2 , В) N2O
9. Окислително-восстановительные свойства в ряду
HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4
1) увеличиваются 2) уменьшаются 3) не изменяются
10. В реакции Cl2 + H2O HCl + HClO хлор выполняет роль
1) окислителя 2) восстановителя 3) и окислителя и восстановителя
11. Наибольшими восстановительными свойствами обладает кислота:
1) фтороводородная; 2) хлороводородная; 3) бромоводородная; 4) иодоводородная.
12. Восстановительные свойства пероксид водорода проявляет в реакции:
1) BbS + H2O2 2) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 3) FeSO4 + H2O2 + H2SO4
13. Реакция, протекающая без изменения степеней окисления элементов:
1) взаимодействие белого фосфора с кислородом
2) взаимодействие негашенной извести с водой
3) разложение нитрата натрия
14. Укажите формулу частицы способной выполнять роль и окислителя и восстановителя:
1) Сl2 2) S2- 3) Cu2+
15. В реакции, представленной схемой
Cr2S3 + Mn2+ + NO3- + CO32- CrO42- +MnO42- + NO + CO2 + SO42- Окисляются следующие элементы:
1) марганец, азот, сера 3) углерод, сера, хром
2) марганец, сера, хром 16. Уравнение, отображающее реакцию окисления-восстановления.
1) СaCO3 CaO + CO2 3) Na2CO3+2HCl=2NaCl+CO2+H2O
2) 2HgO 2Hg + O2 17. Выберите реакцию, протекающую с изменением степеней окисления.
1) Диоксида марганца с хлороводородной кислотой
2) Кристаллического хлорида натрия с концентрированной серной кислотой
3) Оксида натрия с триоксидом серы
Задачи по теме «Понятие ОВР. Важнейшие окислители и восстановители».
Вычислите массу оксида серы (VI), который образовался при окислении кислородом оксида серы (IV) массой 16 г., если выход продукта реакции составляет 80% от теоретически возможного.
Вычислите объем аммиака, который можно получить из порции азота объемом 10 л., если выход продукта в ходе синтеза составит 16% от теоретически возможного.
Вычислите массу горячего концентрированного раствора азотной кислоты с массовой долей 98 %, который потребуется для взаимодействия с навеской меди массой 32 г. для получения оксида азота (IV).
Тема 3 - 4. Методы составления ОВР. Классификация ОВР.
1. Коэффициент перед формулой окислителя равен двум в уравнении химической реакции:
1) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
2) PbS + H2O2 PbSO4 + H2O;
3) NaOCl + KI + H2SO4 I2 + NaCl + K2SO4 + H2O
4) Н2S + HNO3 H2SO4 + NO + H2O;
5) CH2O + K2Cr2O7 + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + CO2 + H2O;
2. Протекание реакции диспропоционирования сопровождается увеличением и уменьшением степени окисления одного и того же элемента. К ним нельзя отнести реакцию, уравнение которой:
1) 2NO2 + H2O HNO3 + HNO2
2) 2FeSO4 + 2H2O (FeOH)2SO4 + H2SO4
3) 3K2MnO4 + 2H2O 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH
3. Раложение бертолетовой соли окислительно-восстановительная реакция:
1) внутримолекулярная 2) межмолекулярная 3) диспропорционирования
4) Определите тип следующих ОВР:

5) Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель. Определите тип окислительно-восстановительной реакции
1. Cu + HNO3(разб.) Cu(NO3)2 + NO + H2O
2. Cu + HNO3(конц.) Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
3. Zn + HNO3(конц.) ZnSO4 + H2S + H2O
4. CuO + NH3 Cu+ N2 + H2O
5. Fe2O3 + CO Fe + CO2
6. (NH4)2CrO4 Cr2O3 + N2 +H2O + NH3
7. H2O2 H2O + O2
8. H2S + SO2 = S + H2O
6) Расставьте коэффициенты методом полуреакций:
А) КMnO4+ H2SO4 + Na2SO3 = MnSO4 + H2O + Na2SO4 + K2SO4
Б) СrСl3 + KОН + Вr2 =2K2CrO4+ H2O + KВr + KCl
Задачи по теме «Методы составления ОВР. Классификация ОВР.
Вычислите массу фосфора, который можно получить при восстановлении углем фосфорита массой 193,75 г, содержащего чистого фосфата кальция. Выход продукта от теоретически возможного 90%.
Навеску фосфора массой 9,3 г сожгли в избытке кислорода. Прдукт реакции растворили в порции 10% - го раствора гидроксида натрия массой 200 г. Вычислите: а) массы образовавшихся солей; б) массовые доли этих солей в растворе.
При сгорании 15,4 г смеси магния и цинка образовалось 20,2 г смеси продуктов реакции. Определите массовые доли веществ в смеси.
Масса оксида азота, полученного при каталитическом окислении 5 л аммиака (н.у.), равна_______г. (Запишите число с точностью до десятых).
2 моль кремния кипятили в 200 г 40%-ного раствора едкого натра. Приведенный к нормальным условиям объем газообразного продукта реакции равен ____________ л. (Запишите число с точностью до десятых).
Тема 6. Металлы в окислительно-восстановительных процессах.
1. В реакции оксида хрома (III) с алюминием восстановительные свойства проявляет:
1. Сr 3+ 2. Al0 3. О2- 4. Cr0
2. Восстановительные свойства в водных растворах проявляет:
1.сульфид натрия 2.сульфат натрия
3.фосфат натрия 4.карбонат натрия
3. В реакции оксида железа (III) с оксидом углерода (II) окислителем является:
1. Fe 0 2. С+2 3. Fe 3+ 4. С+4
4. В уравнении ОВР
Cu + HN О3 (разб.) = Cu ( N О3 ) 2 + N О + Н2 О
коэффициент перед окислителем: 1)8 2)10 3)6 4)4
Ответ подтвердите составлением электронного баланса
5. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:
P + НNО3 = N О2 + … . Определите окислитель и восстановитель.
6. При электролизе водного раствора какой соли на катоде и аноде будут выделяться газообразные вещества:
1. AgNO 3 2. KNO 3
3. CuCl 2 4. SnCl2
7. Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора на инертных электродах:
ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА
А) Al 2 (SO 4) 3 1)гидроксид металла, кислота
Б) CsOH 2)металл, галоген
B) Hg(NO 3) 2 3)металл, кислород
Г) AuBr 3 4)водород, галоген
5)водород, кислород
6)металл, кислота, кислород
8. Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде, и общее уравнение электролиза водного раствора нитрата калия на инертных электродах.
9. Коэффициент перед окислителем в уравнении реакции, схема которой
NН3 +О2 = N О + Н2 О, равен :
1)1 2)2 3)3 4)5
Ответ подтвердите составлением электронного баланса
10. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:
K2Cr2O7+ НCl = Cl2 + KCl + … + … .
Определите окислитель и восстановитель.
11. Выделение кислорода происходит при электролизе водного раствора соли:
1. MgCl 2 2. CuSO 4 3. NaBr 4.FeBr2
12. Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора на инертных электродах:
ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА
А) Al Cl31) металл, галоген
Б) RbOH2) гидроксид металла, хлор, водород
B) Hg(NO 3) 2 3)металл, кислород
Г) AuCl 34)водород, галоген
5)водород, кислород
6)металл, кислота, кислород
13. Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде, и общее уравнение электролиза водного раствора иодида калия на инертных электродах.
14. При электролизе водного раствора нитрата калия на аноде выделяется:
1. кислород 2. оксид азота (4) 3. азот 4. водород
15. Установите соответствие между металлом и способом его электролитического получения:
ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА
А) калий1) расплавленного нитрата
Б) магний2)водного раствора гидроксида
B) медь3)расплава хлорида
Г) свинец4)расплавленного оксида
5)раствора оксида в расплавленном криолите
6) водного раствора солей
16. Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде, и общее уравнение электролиза водного раствора иодида кальция на инертных электродах.
17. Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде, и общее уравнение электролиза водного раствора сульфата ртути(II) на инертных электродах
Задачи по теме «Металлы в ОВР»
Какая масса натрия выделится на катоде при электролизе расплава натрия, если на аноде выделился иод массой 762 г?
Один из способов промышленного получения кальция – электролиз расплавленного хлорида кальция. Какая масса металла будет получена, если известно, что в результате электролиза выделился хлор объемом 896 л (н.у.)?
При электролизе водного раствора гидроксида калия с инертными электродами на катоде выделился молекулярный водород, объемом которого при нормальных условиях равен 11,2 л. Какой объем кислорода выделится при этом на аноде?
В воде массой 400 г растворили хлорид натрия массой 46,8 г. В раствор поместили инертные электроды и пропустили постоянный электрический ток, собрав хлор, объем которого при нормальных условиях составил 2,24 л. Определите массовую долю хлорида натрия в растворе после электролиза.
В водный раствор сульфата меди (II) поместили две медные пластинки массой 10 г каждая. К электродам подключили источник постоянного тока. Через некоторое время пластинку, которая служила при электролизе анодом, растворили в концентрированной азотной кислоте, к раствору добавили избыток гидроксида натрия, получив гидроксид меди (II) массой 2,45 г. Чему равна масса катода после электролиза?
В раствор массой 200 г с массовой долей бромида калия 11,9% поместили инертные электроды. Через некоторое время получили бром массой 1,6 г. Считая, что бром удален из раствора, определите массовую долю бромида калия в растворе после электролиза.
Какие процессы будут протекать на катоде и аноде при электролизе водного раствора, содержащего хлорид натрия, сульфат меди, нитрат цинка? Укажите последовательность их протекания, используя табличные данные стандартных электродных потенциалов.
8. Цинковую пластинку опустили в раствор нитрата серебра. Какая масса цинка перешла в раствор, если масса раствора уменьшилась на 3,02 г?
9. Никелевая пластинка массой 15 г опущена в раствор хлорида золота(III). Через некоторое время масса пластинки стала равной 16,561 г. Какая масса хлорида золота прореагировала?
10. В раствор медного купороса погрузили железную пластинку. Определить массу выделившейся на ней меди, если масса пластинки увеличилась на 1,2 г.
11. В 100 мл раствора, содержащего по 0,01 моль нитратов серебра, магния и свинца, погрузили пластинку массой 11,2 г. Найти массы вытесненных металлов.
12. В 500 мл раствора нитратов меди, натрия и серебра с концентрациями (в моль/л) соответственно 0,05, 0,1 и 0,1 поместили 3,6 г цинка. Определить массы вытесненных металлов.
Итоговое тестирование по теме ОВР.
1. Степень окисления атома в соединении – это…
А) Число его валентных электронов,
Б) Условный заряд при условии, что все связи ионные.
В) Число электронов, недостающее до завершения внешнего слоя.
Г) Число электронных пар, связывающих атом с соседними атомами.
2. Какой из данных элементарных ионов способен проявлять только функцию окислителя?
А) Н+, Б) Н-, В) I-, Г) Cu+
3. Какой из данных элементарных ионов способен проявлять только функцию восстановителя?
А) Ca2+, Б) Fe2+, В) H+, Г) Au-
4. Какой из данных сложных ионов способен проявлять только функцию окислителя?
А) CrO42-, Б) NH4+. В) AlH4-, Г) S2O32-
5. Какой из данных сложных ионов способен проявлять только функцию восстановителя?
А) MnO42-, Б) PO43-, В) [I2I] -, Г) SiO44-
6. Какое из соединений обладают двойственной функцией?
А) H4P2O7, Б) NH4NO3, В) Na2Cr2O7, Г) KClO4
7. Какое из приведенных соединений способно к реакции диспропорционирования?
А) KClO4, Б) Br2, В) KMnO4, Г) NH3
8. В каком соединении хлор проявляет степень окисления +1?
А) Cl2O, Б) CH3Cl, В) CaCl2, Г) SOCl2
9. Среди данных процессов укажите окислительные процессы.
А) H2O2 → H2O, Б) MnO4- →MnO42-, В) NH4+ → NO3-, Г) H2O2 → O2
10. Среди данных процессов укажите восстановительные процессы.
А) H2O2 → H2O, Б) MnO4- →MnO42-, В) NH4+ → NO3-, Г) H2O2 → O2
11. Какие схемы не отражают протекание ОВР?
А) Cr2O72- + H2O→ 2CrO42- + 2H+, Б) Zn + 2H+ → Zn2+ + H2,
В) CO32- + H2O +CO2→2HCO3-, Г) Fe2+ + NO3-+ 2H+→ Fe3+ + NO2 + H2O
12. Какие из процессов относятся к ОВР?
А) Образование озона во время грозы, Б) Скисание молока, В) Обжиг пирита (FeS2) при производстве серной кислоты, Г) Оседание взвешенных примесей при добавлении к сточным водам Al2(SO4)3
13. В какой среде протекает процесс восстановления перманганат - иона по схеме: MnO4- → MnO2?
А) Кислой, Б) Щелочной, В) Нейтральной, Г) Среда не играет существенной роли
14. В какой среде протекает процесс восстановления перманганат - иона по схеме: MnO4- → Mn2+?
А) Кислой, Б) Щелочной, В) Нейтральной, Г) Среда не играет существенной роли
15. В какой среде протекает процесс восстановления перманганат - иона по схеме: MnO4- → MnO42-?
А) Кислой, Б) Щелочной, В) Нейтральной, Г) Среда не играет существенной роли
16. Какие вещества не могут выделяться при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами?
А) NO2, Б) H2, В) N2, Г) NO
17. Какую функцию выполняет пероксид водорода в окислительно- восстановительном процессе, если продуктами реакции являются молекулярный кислород?
А) Окислителя, Б) Восстановителя, В) Реакционной среды, Г) Растворителя
18. Какую функцию выполняет пероксид водорода в окислительно- восстановительном процессе, если продуктами реакции являются вода?
А) Растворителя, Б) Восстановителя, В) Реакционной среды, Г) Окислителя
19. Как называются окислительно – восстановительные реакции, в ходе которых атомы одного и того же элемента являются и окислителем, и восстановителем?
А) Реакции самоокисления – самовосстановления. Б) Реакции дисмутации.
В) Внутримолекулярные реакции. Г) Реакции диспропорционирования.
20. Какие из предлагаемых схем превращений соответствуют внутримолекулярным окислительно – восстановительным реакциям?
А) NH4NO3 → N2O + H2O
Б) Cl2 + NaOH → Na2ClO3 + NaCl
В) S + NaOH → Na2SO3 + Na2S
Г) (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + H2O
21. Оцените правильность следующих суждений:
1) 1) Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1(кроме бора и кремния), с металлами, бором и кремнием - степень окисления водорода равна -1.
2) Кислород в оксидах, как правило, имеет степень окисления -2. В пероксидах его степень окисления равна -1 (H2O2, Na2O2), в соединении с фтором – (+2) - OF2, в супероксидах – (-1/2), в озонидах – (-1/3).
А) Верны оба суждения. Б) Неверны оба суждения. В) Верно только первое суждение.
Г) Верно только второе суждение.
22. Какие из предлагаемых схем превращений соответствуют окислительно – восстановительным реакциям диспропорционирования?
А) NH4NO3 → N2O + H2O
Б) Cl2 + NaOH → Na2ClO3 + NaCl
В) S + NaOH → Na2SO3 + Na2S
23. Какая реакция ошибочна?
А) H2SO4+2Ag → Ag2SO4+ H2↑
Б) 2H2S+4Ag+ O2→2AgS+ 2H2O
В) 2H2SO4+ 2Ag→ Ag2SO4+SO2↑+ 2H2O
Г) 2AgNO3 + K2SO4 → Ag2SO4+ 2KNO3
24. Подберите коэффициенты методом электронного баланса в уравнениях реакций, укажите окислитель и восстановитель.
А) K2MnO4 + H2O = KMnO4 +MnO2 +KOH
Б) PbS + H2O2 = PbSO4 + H2O
В) NaBrO3 +NaBr + H2SO4 = Br2 + Na2SO4 + H2O
Г) Cr2O3 + NaNO3 + NaOH = Na2CrO4 + NaNO2 + H2O
25. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты, используя метод электронного или ионно-электронного баланса:
А) Cr(OH)3 + Br2 + KOH K2CrO4 + …… + H2O
Б) Ca + H2O
В) Fe + HNO3 (разб)
Г) KMnO4 + KNO2 + H2O
Д) KMnO4 + K2SO3 + KOH
26. Вычислить массовую долю вещества, получившегося в результате электролиза 400 мл 10%-го раствора гидроксида натрия ( = 1,1 г/см3), если известно, что при этом выделилось 56 см3 кислорода, измеренного при н.у.
27. Масса магниевой пластинки, опущенной на некоторое время в раствор нитрата серебра, изменилась на 3 г. Найти количество (моль) серебра, выделившегося на пластинке.
Приложение № 4.
Перечень тем творческих проектов учащихся.
Гальванический элемент.
Стандартные электродные потенциалы металлов.
Реакции возможные и невозможные. Энергия Гиббса.
Электролиз как окислительно-восстановительный процесс.
Электролиз на практике.
Окислительно-восстановительные реакции в металлургии.
Окислительно-восстановительные реакции в органическом синтезе.
Окислительно-восстановительные реакции в природе. Круговорот азота в природе.
ОВР в природе. Круговорот серы в природе.
ОВР в природе. Круговорот углерода в природе.
Коррозия металлов как окислительно-восстановительный процесс. Методы борьбы с коррозией.
Топливный элемент – электрохимический источник электрического тока.
ОВР в быту «Горящая спичка».
ОВР в отбеливании и дезинфекции.
ОВР в фотографии.
ОВР в обмене веществ.

Приложенные файлы


Добавить комментарий