Конспект для подготовки к ЕГЭ по химии: « Окислительно - восстановительные реакции в неорганической химии (метод электронного баланса в расстановке коэффициентов в уравнениях реакций)»

Скачать материал

МБОУ Лицей « МОК № 2»

Подготовка к ЕГЭ по химии

Окислительно - восстановительные реакции в неорганической химии (метод электронного баланса в расстановке коэффициентов в уравнениях реакций)

Задания 36(С- 1), 37(С-2).

учитель химии Высшей

категории

Строгонова Нина Ивановна

г. Воронеж.

Аннотация.

Данный материал создан, чтобы оказать помощь учащимся, которые самостоятельно готовятся к ЕГЭ. Подробно рассматриваются такие вопросы как : определение степени окисления, восстановителя и окислителя, составление полуреакций окисления – восстановления. Пошагово рассматривается методика расстановки коэффициентов в ОВР методом электронного баланса на достаточно сложных примерах, предупреждаются возможные ошибки. Подобрано большое количество заданий различного уровня сложности для самостоятельной работы: более простые, когда даны полные схемы реакций, и более сложные, когда формулы некоторых веществ надо добавить в уравнения, как это предлагается в материалах ЕГЭ. Но наибольшую трудность у учащихся вызывают задания С- 2, когда по описанию эксперимента надо полностью составить уравнения ОВР(оcобенно на примере превращений соединений Mn, Cr, Me и неМе с кислотами – окислителями и др.) Несомненно очень полезными окажутся не только при подготовке к ЕГЭ, но и к олимпиадам, таблицы «Важнейшие восстановители и окислители»( краткие и особенно ценны подробные о превращениях восстановителей и окислителей с учётом характера среды в растворах)

Подготовка к ЕГЭ по химии. Задания 36(С- 1), 37(С-2)

Окислительно - восстановительные реакции в неорганической

химии (метод электронного баланса в расстановке коэффициентов в уравнениях реакций)

Эта тема является одной из самых сложных при подготовке учеников к сдаче ЕГЭ по химии.

ОВР в неорганической химии.

Решение заданий части С-1 ЕГЭ требует комплекса знаний и умений. Важнейшие из них:

1.Умение расставлять степени окисления элементов в молекулярных формулах веществ.

2.Определять окислитель и восстановитель и составлять

схемы полуреакций процессов окисления, восстановления,

то есть найти количество и направление перехода электронов.

3. Умение составлять электронный баланс (число отданных

электронов равно числу присоединённых)

4. Умение расставлять коэффициенты.

Немного теории.

Для того, чтобы определить степени окисления элементов, нужно

разобраться со следующими понятиями.

Электроотрицательность - способность атомов притягивать к себе общие электронные пары. Притягивая к себе электроны, атомы приобретают частичный отрицательный заряд. Наиболее электроотрицательными являются неметаллы: фтор, кислород и азот. Металлы, как правило, смещают электроны от себя, приобретая положительный заряд.

Степень окисления. Понятие степени окисления весьма формально: это заряд, который приобрел бы атом, если бы все связи в молекуле стали ионными.

При определении степени окисления в неорганических веществах чаще всего пользуются алгебраическим методом и находят усредненное значение степени окисления. Именно поэтому иногда степень окисления выражается нецелыми числами. Степень окисления каждого отдельного атома должна быть целым числом (потому что смещается целое количество электронов).

Значение степени окисления некоторых элементов.

· Степень окисления элементов в простых веществах равна 0.

· Фтор в соединениях имеет степень окисления – 1.

· Металлы 1-2 группы главной подгруппы в соединениях имеют степень окисления +№ группы. (В принципе, можно сказать, что бор и алюминий тоже имеют степень окисления +№ группы, так как в школьном курсе с другими степенями окисления этих элементов мы не сталкиваемся. Но строго говоря, у алюминия, галлия, индия и таллия есть соединения, в которых они проявляют степень окисления +1)

· Водород в большинстве соединений проявляет степень окисления +1, и только в гидридах (соединениях с металлами) может быть – 1.

· Кислород чаще всего проявляет степень окисления – 2. Однако, в соединениях с фтором может быть +1 или +2, в соединениях с активными металлами и водородом может проявлять степень окисления – 1 (пероксиды), и дробные степени окисления (надпероксиды и озониды).

· Все остальные неметаллы могут проявлять переменные степени окисления от (№ группы – 8) – низшая степень окисления до + № группы – высшая степень окисления. Если атом неметалла является в молекуле наиболее электроотрицательным, то его степень окисления скорее всего будет низшей (№ группы – 8).

· Металлы побочных подгрупп и главных подгрупп 4 – 6 групп могут иметь только положительные степени окисления в соединениях, причем у элементов побочных подгрупп номер группы не всегда соответствует высшей степени окисления (например, медь +2, золото +3, железо +6, никель +2, кобальт +3 и т.д.). Степень окисления этих элементов можно определить только по формуле.

1.Определение степени окисления

Алгебраический метод определения степени окисления исходит из того, что молекула в целом электронейтральна, то есть сумма степеней окисления всех элементов равна нулю.

Например, определим степени окисления элементов в молекуле сернистой кислоты H₂SO₃. Так как водород в этой молекуле не связан с металлом, то его степень окисления +1(на 2 атома водорода приходится +2), кислород не связан с фтором, перед нами явно не пероксид и не озонид, поэтому его степень окисления – 2 (на 3 атома кислорода приходится –6). Обозначим степень окисления серы за х. Тогда +2–6+х = 0; х = +4.

Этот метод хорош и для определения степени окисления элементов в ионах. Например, нитрат-анион NO₃^–.

У кислорода степень окисления – 2, на 3 атома кислорода приходится –6, пусть степень окисления азота х, тогда сумма степеней окисления равна заряду иона, то есть: х–6 = –1, откуда х = +5

Задание 1. Любым из способов определите степени окисления всех

элементов в соединениях, объясняя последовательность действий: NO₂F,

BaO₂, NH₄F, NaH₂PO₂, Ca(SCN)₂, K₄[Fe(CN)₆].

2.Умение составлять электронный баланс, то есть определять

количество и направление перехода электронов.

Окисление – процесс отдачи электронов. (Небольшой мнемонический приём: Окисление – Отдача, начинаются с одной буквы)

Восстановление – процесс принятия электронов.

Окисление происходит с восстановителем. Значит, восстановитель отдает электроны, окисляется, его степень окисления повышается.

Восстановление происходит с окислителем. Значит, окислитель принимает электроны, восстанавливается, его степень окисления понижается.

Графический метод.

Сколько электронов принимает или отдает атом элемента, можно посчитать по координатной прямой.

3.Расстановка коэффициентов методом электронного баланса.

Пример 1.

КMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + K₂SO₄+ H₂O

1) Определяем степени окисления всех элементов;

2) Выбираем те элементы, у которых изменилась степень окисления;

3) Составляем электронный баланс

Восст-ль S⁺⁴ – 2e ® S⁺⁶ 5 Окисление

Окис-ль Mn⁺⁷ +5e ® Mn⁺² 2 Восстановление

Перед атомами марганца в левой и правой части уравнения нужно поставить коэффициент 2. В этом действии можно не сомневаться, так как марганец в левой и правой части встречается только по одному разу.

2KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ ® 2MnSO₄ + K₂SO₄+ H₂O

С серой возникает вопрос: к какому из атомов серы относится коэффициент 5? К тому, степень окисления которого в уравнении встречается единожды, то есть +4. Ставим коэффициент 5 перед K₂SO₃.

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + H₂SO₄ ® 2MnSO₄ + K₂SO₄+ H₂O

Дальше сравниваем левую и правую часть схемы и достраиваем коэффициенты в таком порядке: калий ( в левой части 10+2=12, перед K₂SO₄поставим 6)

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + H₂SO₄ ® 2MnSO₄ + 6K₂SO₄+ H₂O

Теперь в правой части поставлены коэффициенты перед серой, число её атомов 8. В левой части уже есть коэффициент перед серой 5, не хватает еще 3.

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ ® 2MnSO₄ + 6K₂SO₄+ H₂O

Сравниваем число атомов водорода. Ставим перед водой 3.

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ ® 2MnSO₄ + 6K₂SO₄+ 3H₂O

Осталось сравнить число атомов кислорода в лев. и прав. части уравнения. 35 и 35.

Пример2.

Hg + HNO₃ ® Hg(NO₃)₂+ NO + H₂O

1) Определяем степени окисления всех элементов;

2) Выбираем те элементы, у которых изменилась степень окисления;

3) Составляем электронный баланс

Восст-ль Hg⁰ – 2e ® Hg⁺² 3 Окисление(ок- е)

Окисл - ль N ⁺⁵ +3e ® N⁺² 2 Восстаннвление (вос-е)

Число принятых и отданных электронов переносим крест-накрест и сокращаем. Это множители, которые позволяют осуществить закон сохранения: число принятых электронов должно быть равно числу отданных электронов.

Теперь эти множители нужно внести в схему реакции, они должны стать коэффициентами. Перед атомами меди в левой и правой части уравнения нужно поставить коэффициент 3. В этом действии можно не сомневаться, так как медь в левой и правой части встречается только по одному разу.

3 Hg + HNO₃ ® 3Hg(NO₃)₂+ NO + H₂O

А вот с азотом возникает вопрос : к какому из атомов азота относится коэффициент 2? Ответ: к тому, степень окисления которого в уравнении встречается единожды, то есть +2. Ставим коэффициент 2 перед NO.

3 Hg+ HNO₃ ® 3Hg(NO₃)₂+ 2NO + H₂O

Дальше сравниваем левую и правую часть схемы и достраиваем коэффициенты в таком порядке: в правой части после выставления коэффициентов из баланса перед всеми атомами азота есть коэффициенты, пересчитаем азот в правой части – 8, ставим этот коэффициент перед азотной кислотой.

3 Hg + 8HNO₃ ® 3Hg(NO₃)₂+ 2NO + H₂O

Теперь в левой части поставлен коэффициент перед водородом, число его атомов 8. Ставим в правую часть перед водой 4.

3 Hg+ 8HNO₃ ® 3Hg(NO₃)₂+ 2NO + 4H₂O

Осталось сравнить число атомов кислорода в левой и правой части уравнения. Если равно – коэффициенты расставлены правильно, если нет – ищем ошибку.

Пример 3. Случаи, когда индекс при химическом элементе вносится в электронный баланс.

1) Если формула простого вещества записывается с индексом, например, О_2,Н_2,N₂и др.

NH₃ +O₂ ® NO + H₂O

Восст-ль N^-3 – 5e ® N⁺² 4 Окисление

Окислитель O₂⁰ +4e ® 2O^-2 5 Восстановление

5 ставим перед простым веществом – кислородом, 4 – перед азотом в левой и правой части уравнения, уравниваем водород, проверяем кислород.

4NH₃ +5O₂ = 4NO + 6H₂O

2) Если в молекуле атомы одного элемента соединены между собой (то есть присутствует ковалентная неполярная связь): пероксиды, дисульфиды, тиосульфат, веселящий газ, органические вещества:

Cr(OH)₃ + H₂O₂ + KOH ® K₂CrO₄ + H₂O

Восстановитель Cr⁺³ – 3e ® Cr⁺⁶ 2 Окисление

окислитель 2O^-1 +2e ® 2O^-2 3 Восстановление

3 ставим перед пероксидом водорода, 2 – перед хромом в левой и правой части уравнения, уравниваем калий, потом - водород, проверяем кислород.

2Cr(OH)₃ + 3H₂O₂ + 4KOH = 2 K₂CrO₄ + 8H₂O

3) Если у одного элемента в левой и правой части уравнения есть одинаковый индекс:

K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Восстановитель S⁺⁴– 2e ® S⁺⁶ 6 3 Окисление

Окислитель 2Cr⁺⁶ +6e ® 2Cr⁺³ 2 1 Восстановление

Перед сульфитом ставим 3, перед хромом в левой и правой части коэффициент не нужен, уравниваем калий (в правой части перед сульфатом калия ставим 4), затем – серу (в левой части перед серной кислотой – 4), водород – перед водой 4, проверяем кислород.

K₂Cr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 4H₂O

Задание 2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах 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

Самое сложное при написании ОВР – это правильно определить продукты реакции( пропущенные формулы в заданиях С-1, составление уравнений по описанию превращений в заданиях С – 2.) Для этого нужны глубокие химические знания, а помочь в их систематизации и определении продуктов взаимодействия может составление таблиц.

Краткий перечень важнейших окислителей и восстановителей.

Восстановители

Окислители

Металлы,

Водород,

Уголь,

Окись углерода (II) (CO)

Сероводород (H₂S),

Оксид серы (IV) (SO₂),

Cернистая кислота H₂SO₃ и ее соли,

Галогеноводородные кислоты и их соли,

Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl₂, FeCl₂, MnSO₄, Cr₂(SO₄)₃,

Азотистая кислота HNO₂,

Аммиак NH₃,

Гидразин NH₂NH₂,

Оксид азота(II) (NO),

Катод при электролизе.

Галогены,

Перманганат калия(KMnO₄)

манганат калия (K₂MnO₄)

оксид марганца (IV) (MnO₂)

Дихромат калия (K₂Cr₂O₇)

хромат калия (K₂CrO₄)

Азотная кислота (HNO₃)

Серная кислота (H₂SO₄) концентрированная

Оксид меди(II) (CuO)

оксид свинца(IV) (PbO₂)

оксид серебра (Ag₂O)

пероксид водорода (H₂O₂)

Хлорид железа(III) (FeCl₃),

Бертоллетова соль (KClO₃)

Анод при электролизе.

Подробный перечень важнейших окислителей и восстановителей: Подробный перечень окислителей - таблица.Окислители.

No	Окислитель	Восстановленная форма	Среда	Примечания
1.	KMnO₄	Mn²⁺	кислая	-
		MnO₂	нейтральная или слабощёлочная
		MnO₄²-	сильнощёлочная
2.	MnO₂	Mn²⁺	-	-
3.	K₂Cr₂O₇	Cr³⁺	кислая или нейтральная	в нейтральной возможны Cr(OH)3 или [Cr(OH)₆]^3-
3.	K₂Cr₂O₇	CrO^2-	щелочная	в нейтральной возможны Cr(OH)3 или [Cr(OH)₆]^3-
4.	K₂CrO₄ Na₂CrO₄	Cr³⁺	кислая или нейтральная	в нейтральной возможны Cr(OH)₃ или [Cr(OH)₆]^3-
4.	K₂CrO₄ Na₂CrO₄	CrO2^-	щелочная	в нейтральной возможны Cr(OH)₃ или [Cr(OH)₆]^3-
5	CrO3	Cr³⁺	кислая или нейтральная	в нейтральной возможны Cr(OH)₃ или [Cr(OH)₆]^3-
5	CrO3	CrO2-	щелочная	в нейтральной возможны Cr(OH)₃ или [Cr(OH)₆]^3-
6.	HNO₃разбавл.	NO	-	с малоактивными металлами и неметаллами
	HNO₃ оч. разбавл.	NH₃ или NH₄⁺		С щёлочными или щелочноземельными металлами
	HNO₃ конц.	N₂O		с активными металлами
	HNO₃ конц.	NO₃		с неактивными металлами и неметаллами
7.	NaNO₃	NH₃	-	C Al и Zn
8.	HNO₂	NO	-	-
9.	KNO₂	NO	-	-
10.	H₂SO₄ разбавл.	H₂	-	с металлами левее водорода
	H₂SO₄ конц.	SO₂		с малоактивными металлами и неметаллами
		H₂S		с активными металлами.
		S		с остальными металлами
11.	Соли	М		малоактивные металлы
	MхAnу	Мп+(п<у)		металлы средней активности
	AgNO₃	Ag	-	-
	Ag₂O	Ag
	AuCl₃	Au
	HgCl₂	Hg+
	FeCl₃	Fe²⁺
	CrCl₃	Cr³⁺
	SnCl₄	Sn²⁺
	CuCl₂	Cu²⁺
12	H₂O₂	H₂O	кислая или нейт.	-
12	H₂O₂	2OH	щелочная	-
13.	Cl₂	Cl-	-	-
14.	Br₂	Br-	-	-
15.	I₂	I-	-	-
16.	HClO	Cl-	-	Возможно Cl₂
17.	HBrO	Br-	-	Возможно Br₂
18.	HIO	I-	-	Возможно I₂
19.	HClO₂	Cl-	-	-
20.	HClO₃	Cl-	-	Возможно Cl₂
21.	HBrO₂	Br-	-	Возможно Br₂
22.	HIO₃	I-	-	Возможно I₂
23.	O₂	O^2- (H₂O)	-	-
24.	O₃	O₂	-	-
25.	PbO₂	Pb²⁺	кислая	-
25.	PbO₂	PbO₂^2-	щелочная	-
26.	SbCl₅	SbCl₃	-	-
27.	CaOCl₂	Cl-	-	-
28.	H₃PO₃	P или PH₃	-	-
29.	Na₂SO₃	S	-	-
30.	N₂H₄	NH₃	-	-

Подробный перечень восстановителей - таблица. Восстановители.

No п/п	Восстановитель	Окисленная форма	Среда	Примечания
1.	Al	Al3+	кислая	-
		[Al(OH)4]-	щелочная	в растворе
		AlO₂-	щелочная	сплавление
2.	Zn	Zn2+	кислая	-
		[Zn(OH)4]-	щелочная	в растворе
		ZnO₂2-	щелочная	сплавление
3.	Pb	Pb²⁺	кислая	-
3.	Pb	PbO₂^2-	щелочная	-
4.	H₂	H+	-	-
5.	S	SO₂	-	при обжиге
		SO4^2-		в растворе
		SO3^2-		чаще SO4^2-
6.	C	CO	-	недостаток О₂ - обжиг
		CO₂		избыток О₂ - обжиг
		CO₃^2-		в растворе
7.	P	P₂O₃	-	недостаток O₂ - обжиг
		P₂O₅		избыток O₂ - обжиг
		PO₄3-		в растворе
8.	NH3	NO	-	возможно N₂ или NO₂
9.	HCl, HBr, HI	Cl₂, Br₂, I₂	-	-
10.	Соли Mn2+	MnO₄^-	кислая	-
		MnO₂	нейтральная
		MnO₄^2-	щелочная
11.	MnO₂	MnO₄^-	кислая	-
11.	MnO₂	MnO₄^2-	щелочная	-
12.	Соли Cr2+	Cr3+	кислая	-
12.	Соли Cr2+	CrO2^-	щелочная	-
13.	PH3	PO₄3-	-	-
14.	KClO3	ClO₄-	-	нетипичен
15.	As2O3	AsO₄^3-	-	в растворе
15.	As2O3	As₂O₅	-	обжиг
16.	HNO₂	NO₃^-	-	с сильным окислителителем
17.	KNO₂	NO₃^-	-	-
18.	Соли Fe2+	Fe³⁺	-	-
18.	Соли Fe2+	FeO₄^2-	-	с сильным окислителем
19.	Соли Cr³⁺	Cr₂O₇^2-	кислая или нейтральная	-
19.	Соли Cr³⁺	CrO₄^2-	щелочная	-
20.	KCrO₂	CrO₄^2-	-	-
21.	H₂S	S	-	SO₂ или SO₄^2-
22.	Na₂S	S	-	иногда SO₄^2-
23.	H₂SO₃	SO₄^2-	-	-
24.	K₂SO₃	SO₄^2-	-	-
25.	CuCl	CuCl₂	-	-
26.	SnCl₂	Sn⁴⁺	-	-
27.	H₃PO₃	PO4^3-	-	-
28.	H₂O₂	O₂	-	-
29.	I₂	IO₃^-	-	-
30.	Cl₂	ClO₃^-	-	-
31.	Br₂	Br₃^-	-	-
32.	N₂H₄	N₂	-	-

3.Вставьте пропущенные формулы. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах реакций

Реальные задания С-1 ЕГЭ по химии.

FeSO₄ + KMnO₄ + … = … + K₂SO₄ +K₂MnO₄
FeS + … +H₂SO₄₍_конц_.) = … NO₂ + H₂O
N₂O₄ + HMnO₄ + … =HNO₃ + Mn(NO₃)₂
P₂O₃ + H₂Cr₂O₇ + … = H₃PO₄ + CrPO₄
NO +KClO + … = KNO₃ + KCl + …
PH₃ + HMnO₄= MnO₂ + … +…
HCOH + KMnO₄ + … = CO₂ +K₂SO₄ + … + …
SO₂ + KMnO₄ +H₂O = … +MnSO₄ + …
NH₃ + KMnO₄ + … = N₂ + K₂MnO₄+H₂O
FeSO₄ + H₂Cr₂O₇+ … = … +Cr₂(SO₄)₃ + … +H₂O
FeSO₄ + KMnO₄+ … = … +MnSO₄+ K₂SO₄+H₂O
NO₂ + P₂O₃ + … = NO + K₂HPO₄+ …
Al + H₂Cr₂O₇+ …= … +Cr₂(SO₄)₃ + … + H₂O
PH₃ + AgNO₃ + … = Ag + … + HNO₂
FeCl₂ + HNO₃₍_конц_.)= Fe(NO₃)₃ +HCl + … +…
KNO₂ + … + K₂SO₄ = J₂ + NO + … + …
Zn + KMnO₄+ … = … + MnSO₄+ K₂SO₄+…
PH₃ + HClO3 = HCl + …
FeSO₄+ KClO₃ + … = Fe₂(SO₄)₃ + … + H₂O
… + KMnO₄= N₂ + MnO₂ +KOH + …
K₂Cr₂O₇+ HCOH+ H₂SO₄ = CO₂ + … + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O
Cu₂S HNO₃ = Cu (NO₃)₂ + … + NO₂ +H₂O
P + KOH + … = KH₂PO₄ + PH₃
Fe₃O₄+ HNO₃ ₍_конц_.)= Fe (NO₃)₃ + … + H₂
25.NaCrO₂ + …+NaOH =… + NaBr + H₂O

Задания с- 1 из ЕГЭ 2015 года.

1.Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

FeSO4 + KClO3 + … → Fe2(SO4)3 + … + H2O

Определите окислитель и восстановитель.

2.Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

NH3 + KMnO4 + … → … + K2MnO4 + H2O

Определите окислитель и восстановитель

Источники:

1. Д.Д. Дзудцова, Л.Б. Бестаева. Окислительно – восстановительные реакции. М. Дрофа, 2005г.

2. http://www.dpva.info/Guide/GuideChemistry/burningandexolisions/OxidationAndDeoxidation/

3. http://himik.pro/okislitelno-vosstanovitelnyie-reaktsii-2/metod-elektronnogo-balansa

4. http://www.superhimik.com/t5776-topic#7140

5. http://techemy.com/forum/viewtopic.php?f=11&t=190

6. https://ru.wikipedia.org/wiki/%D5%E8%EC%E8%F7%E5%F1%EA%EE%E5_%F3%F0%E0%E2%ED%E5%ED%E8%E5

7. http://chimical-docs.ru/index.php?action=full&id=373

8. http://www.himhelp.ru/section23/section7/section44/52.html

Скачать материал

Скачать материал "Конспект для подготовки к ЕГЭ по химии: « Окислительно - восстановительные реакции в неорганической химии (метод электронного баланса в расстановке коэффициентов в уравнениях реакций)»"

Как учитель может зарабатывать на Инфоуроке?

Краткое описание документа:

Аннотация.

Данный материал создан, чтобы оказать помощь учащимся, которые самостоятельно готовятся к ЕГЭ.Можно использовать и на уроках, особенно в профильных классах.

Подробно рассматриваются такие вопросы, как определение степени окисления, восстановителя и окислителя, составление полуреакций окисления – восстановления. Поэтапно объясняется методика расстановки коэффициентов в ОВР методом электронного баланса на достаточно сложных примерах, предупреждаются возможные ошибки.

Подобрано большое количество заданий различного уровня сложности для самостоятельной работы: более простые, когда даны полные схемы реакций, и более сложные, когда формулы некоторых веществ надо добавить в уравнения, как это предлагается в материалах ЕГЭ. Но наибольшую трудность у учащихся вызывают задания С- 2, когда по описанию эксперимента надо полностью составить уравнения ОВР (оcобенно на примере превращений соединений Mn, Cr, Me и неМе с кислотами – окислителями и др.)

Несомненно очень полезными являются таблицы «Важнейшие восстановители и окислители»( краткие и особенно ценны подробные о превращениях восстановителей и окислителей с учётом характера среды в растворах)не только для подготовки к ЕГЭ, но и к олимпиадам по химии.

Скачать материал

Найдите материал к любому уроку, указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:

6 661 515 материалов в базе

Найти материалы

Скачать материал

Другие материалы

docx

Итоговая контрольная работа по химии за курс основной школы (9 класс)

Рейтинг: 1 из 5

07.10.2015
20164
39

docx

Контрольная работа по химии "Неметаллы" (программа Минченкова) (9 класс)

07.10.2015
10607
5

docx

Контрольная работа по химии на тему "Химические реакции"(программа Минченкова) (9 класс)

07.10.2015
19562
23

docx

Контрольная работа №1 по химии (программа Минченков) на тему "Первоначальные химические понятия" (8 класс)

07.10.2015
6655
5

docx

Рабочая программа по химии. 11 класс

06.10.2015
1050
0

docx

Рабочая программа по химии.10 класс

06.10.2015
706
0

docx

Рабочая программа по химии.9 класс

06.10.2015
1029
0

Вам будут интересны эти курсы:

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

Скачать материал
- 07.10.2015 5280
- DOCX 63 кбайт
- 83 скачивания
- Оцените материал:
Настоящий материал опубликован пользователем Строгонова Нина Ивановна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт

Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.
Удалить материал
Автор материала

Строгонова Нина Ивановна
- На сайте: 8 лет и 9 месяцев
- Подписчики: 2
- Всего просмотров: 14259
- Всего материалов: 10