Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Инфоурок / Химия / Конспекты / Конспект урока "Окислительно-восстановительные реакции"

Конспект урока "Окислительно-восстановительные реакции"

Международный конкурс по математике «Поверь в себя»

для учеников 1-11 классов и дошкольников с ЛЮБЫМ уровнем знаний

Задания конкурса по математике «Поверь в себя» разработаны таким образом, чтобы каждый ученик вне зависимости от уровня подготовки смог проявить себя.

К ОПЛАТЕ ЗА ОДНОГО УЧЕНИКА: ВСЕГО 28 РУБ.

Конкурс проходит полностью дистанционно. Это значит, что ребенок сам решает задания, сидя за своим домашним компьютером (по желанию учителя дети могут решать задания и организованно в компьютерном классе).

Подробнее о конкурсе - https://urokimatematiki.ru/


Идёт приём заявок на самые массовые международные олимпиады проекта "Инфоурок"

Для учителей мы подготовили самые привлекательные условия в русскоязычном интернете:

1. Бесплатные наградные документы с указанием данных образовательной Лицензии и Свидeтельства СМИ;
2. Призовой фонд 1.500.000 рублей для самых активных учителей;
3. До 100 рублей за одного ученика остаётся у учителя (при орг.взносе 150 рублей);
4. Бесплатные путёвки в Турцию (на двоих, всё включено) - розыгрыш среди активных учителей;
5. Бесплатная подписка на месяц на видеоуроки от "Инфоурок" - активным учителям;
6. Благодарность учителю будет выслана на адрес руководителя школы.

Подайте заявку на олимпиаду сейчас - https://infourok.ru/konkurs

  • Химия

Поделитесь материалом с коллегами:

hello_html_65699a8.gifhello_html_65699a8.gifУрок №1-2

Устранение пробелов знаний уч-ся по результатам пробного тестирования.

"Окислительно-восстановительные реакции"

Миллер Екатерина Иннокентьевна КГУ «СШ№10 с.Николаевка» Осакаровского района Карагандиской области

Цели урока:

  1. сформировать понятие об окислительно-восстановительных реакциях;

  2. научить учащихся уравнивать записи ОВР методом электронного баланса.

  3. Научить учащихся уравнивать записи ОВР методом полуреакций.

Задачи урока:

  1. повторить известные признаки классификации химических реакций;

  2. повторить правила расчета степеней окисления в соединениях;

  3. ввести понятия «окислительно-восстановительные реакции», «окисление», «восстановление», «окислитель», «восстановитель»;

  4. научиться уравнивать записи ОВР методом электронного баланса и методом полуреакций.



Тип урока:урок закрепления знаний с использованием технологии критического мышления .



Оборудование: учебник «Химия », технологическая карта урока, рабочие листы, оценочные листы.



Формы работы:

индивидуальная работа, работа в парах, самопроверка и взаимопроверка, самооценка и взаимооценка.

Девиз урока:

Спорьте, заблуждайтесь , ошибайтесь , но ради бога – размышляйте и хотя криво –да сами. Г.Лессинг



Ход урока:

1.Организационно-мотивированный момент.

1.Взаимное приветствие.

2.Настрой на урок.

3.Мотивация.

Вспомните и запишите в тетрадь ,все что вам известно о химических реакциях. Поделитесь своими знаниями с соседом по парте.(заполнение кластера). На стадии вызова используем механизм ЗХУ (знаю, хочу узнать, узнал):


Должен знать

Еще не знаю

Знаю

Могу объяснить, помочь



Коллективная актуализация знаний. Заполним таблицу, знаком «плюс»- знаем ,»?»- -хочу узнать. В конце урока выясним , на все ли вопросы вы нашли ответ и заполним третью колонку таблицы «узнал».

2.Операционно-испольнительный этап.



Используем стратегию « чтение с остановками».

Первая остановка « Какие химические реакции бывают?»

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся  реакции, протекающие без изменения степени окисления  атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Например: 

http://www.himhelp.ru/pics/84_1725935871.gif = http://www.himhelp.ru/pics/85_58676734.gif

http://www.himhelp.ru/pics/86_1010681947.gif = http://www.himhelp.ru/pics/87_1657660065.gif

Как видно, степень окисления каждого из атомов до и после реакции осталась без изменения.

Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ.

Например:

http://www.himhelp.ru/pics/88_177094661.gif = http://www.himhelp.ru/pics/89_390805903.gif

  http://www.himhelp.ru/pics/90_308409013.gif = http://www.himhelp.ru/pics/91_103470346.gif

Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода, а во второй - атомы брома и хлора изменяют степень окисления.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов.

Окислительно-восстановительные реакции - самые распространенные и играют большую роль в природе и технике.

Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

Al – 3e- = Al3+       Fe2+ - e- = Fe3+

H2 – 2e- = 2H+       2Cl- - 2e- = Cl2

При окислении степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

S + 2е- = S2-  Сl2 + 2е- = 2Сl-  Fe3+ + e- = Fe2+

При восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ, то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями:

Восстановитель – е-http://www.himhelp.ru/pics/92_1984898473.gifОкислитель

Окислитель + е-http://www.himhelp.ru/pics/92_1984898473.gifВосстановитель

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления.

Число электронов, отдаваемых восстановителем,  равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

При этом, независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении электронов.

Процессы окисления и восстановления можно физически отделить друг от друга и осуществить перенос электронов по внешней электрической цепи.

Вторая остановка «Метод электронного баланса»



Метод электронного баланса

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на основе известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на примерах.

Пример 1. Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:

http://www.himhelp.ru/pics/103_2071895260.gif

Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повышается от 0 до +2. Медь - восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисления от +2 до 0. Нитрат палладия (II) -окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями

 http://www.himhelp.ru/pics/104_1687322578.gif

из которых следует,  что при восстановителе  и окислителе коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции:

Cu + Pd(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Pd

Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.

Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.

Переписываем это уравнение в ионной форме:

Cu + Pd2+ + 2NO3- = Cu2+ + 2NO3- + Рd

И после сокращения одинаковых ионов получим

Cu + Pd2+ = Cu2+ + Pd

Пример 2.  Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой (с помощью этой реакции в лабораторных условиях получают хлор).

Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:

НCl + МnО2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О

Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

http://www.himhelp.ru/pics/105_1716984465.gif  

Эта реакция окислительно-восстановительная, так  как изменяются степени окисления атомов хлора и марганца. НCl - восстановитель, MnО2 — окислитель. Составляем электронные уравнения:

http://www.himhelp.ru/pics/106_1887322227.gif

и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответственно равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1 отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:

2НСl + MnO2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О

Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электронных уравнений видно, что на 2 моль HCl приходится 1 моль MnО2. Однако, учитывая, что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль. Окончательное уравнение имеет вид

4НCl + МnО2 = Сl2 + MnСl2 + 2Н2О

Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом числа атомов одного какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.

Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме.

Перепишем составленное уравнение в ионной форме:

+ + 4Сl- + МnО2 = Сl2 + Мn2+ + 2Сl- + 2Н2О

и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения получим

+ + 2Cl- + MnO2 = Сl2 + Mn2+ + 2Н2О

Пример 3. Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

Напишем схему реакции - формулы исходных и полученных веществ:

Н2S + КМnO4 + Н2SО4S + МnSО4 + К2SO4 + Н2О

Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

http://www.himhelp.ru/pics/107_1148234701.gif

Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н2S - восстановитель, КМnО4 - окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:

http://www.himhelp.ru/pics/108_150117505.gif  

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н2и 2 моль КМnО4, тогда получим 5 моль атомов и 2 моль МnSО4. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К2SО4 и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид

2S + 2КМnО4 + ЗН2SО4 = 5S + 2МnSО4 + К2SО4 + 8Н2О

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода; в левой части их 2.4 + 3.4 = 20 и в правой части 2.4 + 4 + 8 = 20.

Переписываем уравнение в ионной форме:

2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Мn2+ + 8Н2О

Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

Третья остановка « Важнейшие восстановители и окислители»







Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители

Окислители

Металлы, водород, уголь

Оксид углерода (II) CO

Сероводород H2S, оксид серы (IV) SO2, сернистая кислота H2SO3 и ее соли

Иодоводородная кислота HI, бромоводородная кислота HBr, соляная кислота HCl

Хлорид олова (II) SnCl2, сульфат железа (II) FeSO4, сульфат марганца (II) MnSO4, сульфат хрома (III) Cr2(SO4)3

Азотистая кислота HNO2, аммиак NH3, гидразин N2H4, оксид азота (II) NO

Фосфористая кислота H3PO3

Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза

Катод при электролизе

Галогены

Перманганат калия KMnO4, манганат калия K2MnO4, оксид марганца (IV) MnO2

Дихромат калия K2Cr2O7, хромат калия K2CrO4

Азотная кислота HNO3

Кислород O2, озон О3,

пероксид водорода Н2О2

Серная кислота H2SO4 (конц.), селеновая кислота H2SeO4

Оксид меди (II) CuO, оксид серебра (I) Ag2O, оксид свинца (IV) PbO2

Ионы благородных металлов

(Ag+, Au3+ и др.)

Хлорид железа (III) FeCl3

Гипохлориты, хлораты и перхлораты

Царская водка, смесь концентрированной азотной и плавиковой кислот




Четвертая остановка « Метод полуреакций».

Метод полуреакций




http://www.himhelp.ru/pics/110_2123461503.gifКак показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и  процесса восстановления с последующим  суммированием их в общее уравнение. В  качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали  при объяснении метода  электронного баланса. При пропускании сероводорода Н2через подкисленный раствор перманганата калия КМnО4 малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементной серы, т.е. протекания процесса:

Н2SS + 2H+

Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:

Н2S - 2е- = S + 2H+

Это первая полуреакция - процесс окисления восстановителя Н2S.

Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO4- (он имеет малиновую окраску) в ион Mn2+ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить схемой

MnO4- → Mn2+

В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов МnО4, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:

MnO4- + 8Н+→ Мn2+ + 4Н2О

Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные - два положительных (2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:

MnO4- + 8Н+ + 5e-= Mn2+ + 4Н2О

Это вторая полуреакция - процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона

Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакцийпочленно сложить, предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются уравнения полуреакций. Сокращенно запись проводится так:

http://www.himhelp.ru/pics/109_10712449.gif

И, сократив на 10Н+, окончательно получим

2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8Н2О

Проверяем правильность составленного в ионной форме уравнения: число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов: в левой части (2-)+(6+) = 4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно, так как атомы и заряды уравнены.

Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме. Чтобы от него перейти к уравнению в молекулярной форме, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону - анион. Затем те же ионы в таком же числе записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:

http://www.himhelp.ru/pics/110_2123461503.gif

Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и метод электронного баланса.

Сопоставим оба метода. Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том.что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле, в растворе нет ионовhttp://www.himhelp.ru/pics/111_373724715.gifа есть ионы http://www.himhelp.ru/pics/112_643750508.gif

При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах.

3этап. Осмысление.

Задача 1. Напишите уравнение реакции окисления дисульфида железа (II) концентрированной азотной кислотой. Составьте: схемы электронного и электронно-ионного баланса.

Решение. НNО3 - сильный окислитель, поэтому сера будет окисляться до максимальной степени окисления S+6, а железо до Fe+3, при этом НNО3 может восстанавливаться до NO или NO2. Рассмотрим случай восстановления до NО2.

FеS2 + НNO3(конц) Fе(NO3)3 + Н24 + NО2.

Где будет находиться Н2О (в левой или правой части), пока неизвестно.

Уравняем данную реакцию методом  электронного баланса. Процесс восстановления описывается схемой:

N+5 + e → N+4

В полуреакцию окисления вступают сразу два элемента - Fe и S. Железо в дисульфиде имеет степень окисления +2, а сера -1. Необходимо учесть, что на один атом Fе приходится два атома S:

Fe+2 – e → Fe+3

2S- - 14e → 2S+6.

Вместе железо и сера отдают 15 электронов. Полный баланс имеет вид:

 http://www.himhelp.ru/pics/95_2047817984.gif

15 молекул НNО3 идут на окисление FеS2, и еще 3 молекулы НNО3 необходимы для образования Fе(NО3)3:

FеS2 + 18НNО3Fе(NО3)3 + 2Н24 + 15NО2 .

Чтобы уравнять водород и кислород, в правую часть надо добавить 7 молекул Н2О:

FeS2 + 18НNО3(конц) = Fе(NО3)3 + 2Н24 + 15NО2 + 7Н2О.

Используем теперь метод электронно-ионного баланса.  Рассмотрим полуреакцию окисления. Молекула FеS2 превращается в ион Fе3+ (Fе(NО3)3 полностью диссоциирует на ионы) и два иона SO42- (диссоциация H2SO4):

FeS2 → Fe3+ + 2SO24-.

Для того, чтобы уравнять кислород, в левую часть, добавим 8 молекул H2O, а в правую – 16 ионов Н+ (среда кислая!):

FeS2 + 8H2O → Fe3+ + 2SO42- + 16H+.

Заряд левой части равен 0, заряд правой +15, поэтому FеS2 должен отдать 15 электронов:

FеS2 + 8Н2О - 15е → Fе3+ + 2SО42- + 16Н+.

Рассмотрим теперь полуреакцию восстановления нитрат-иона:

NO-3NO2.

Необходимо отнять у NО3- один атом О. Для этого к левой части добавим 2 иона Н+ (кислая среда), а к правой — одну молекулу Н2О:

3- + 2Н+ → NО2 + Н2О.

Для уравнивания заряда к левой части (заряд +1) добавим один электрон:

3- + 2Н+ + е → NO2 + Н2О.

Полный электронно-ионный баланс имеет вид:

http://www.himhelp.ru/pics/96_1307248193.gif

Сократив обе части на 16Н+ и 8Н2О, получим сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

FеS2 + 15NО3- + 14Н+ = Fе3+ + 2SО42- + 15NО2 + 7Н2О.

Добавив в обе части уравнения соответствующее количество ионов по три иона NО3- и Н+, находим молекулярное уравнение реакции:

FеS2 + 18НNО3(конц) = Fе(NО3)3 + 2Н24 + 15NО2 + 7Н2О.

Задача 2. Напишите уравнения реакций, протекающих в водной среде:

а) Na2SО3 + КМnО4 + Н24 → X + …

б) Х + КОН → ...

Решение.

а) Перманганат калия в кислой среде восстанавливается в соль марганца (II), а сульфит натрия окисляется до сульфата натрия:

5Nа23 + 2КМnО4 + ЗН24 = 5Nа24 + К24 + 2МnSО4 + ЗН2О.

б) Из продуктов реакции а) только сульфат марганца (II) (вещество X) реагирует со щелочью в водном растворе:

MnSО4 + 2КОН = Мn(ОН)2↓+ К24.     

Задача 3. Электролиз 400 г 8,5%-ного раствора нитрата серебра продолжали до тех пор, пока масса раствора не уменьшилась на 25 г. Вычислите массовые доли соединений в растворе, полученном после окончания электролиза, и массы веществ, выделившихся на инертных электродах.

Решение. При электролизе водного раствора АgNО3 на катоде происходит восстановление ионов Аg+, а на аноде — окисление молекул воды:

Катод: Аg+ + е = Аg.

Анод: 2Н2О - 4е = 4Н+ + О2.       

Суммарное уравнение:

4AgNО3 + 2Н2О = 4Ag↓ + 4НNО3 + О2↑.

v(АgNО3) = 400.0,085 / 170 = 0,2 моль. При полном электролитическом разложении данного количества соли выделяется 0,2 моль Аg массой 0,2.108 = 21,6 г и 0,05 моль О2 массой 0,05.32 = 1,6 г. Общее уменьшение массы раствора за счет серебра и кислорода составит 21,6+1,6 = 23,2 г.

При электролизе образовавшегося раствора азотной кислоты разлагается вода:

2H2O = 2Н2↑ + O2↑.

Потеря массы раствора за счет электролиза воды составляет 25 - 23,2 = 1,8 г. Количество разложившейся воды равно: v(Н20) = 1,8/18 = 0,1. На электродах выделилось 0,1 моль Н2 массой 0,1.2 = 0,2 г и 0,1/2 = 0,05 моль О2 массой 0,05.32 = 1,6 г. Общая масса кислорода, выделившегося на аноде в двух процессах, равна 1,6+1,6 = 3,2 г.

В оставшемся растворе содержится азотная кислота: v(НNO3) = v(AgNО3) = 0,2 моль, m(НNО3) = 0,2.63 = 12,6 г. Масса раствора после окончания электролиза равна 400-25 = 375 г. Массовая доля азотной кислоты: ω(НNО3) = 12,6/375 = 0,0336, или 3,36%.

Ответ. ω(НNО3) = 3,36%, на катоде выделилось 21,6 г Аg и 0,2 г Н2, на аноде — 3,2 г О2.

Задача 4.  Составить уравнение реакции восстановления Fe3O4 водородом.

Решение. Запишем схему процесса с указанием изменения степеней окисления элементов:

http://www.himhelp.ru/pics/97_1572025761.gif

Составляем электронные уравнения:

http://www.himhelp.ru/pics/98_39591389.gif

Найденные коэффициенты проставляем в схему процесса, заменяя стрелку на знак равенства:

3О4 + 4Н2 = ЗFе + 4Н2О

Задача 5. Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди б) хлорида магния; в) сульфата калия.

Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.

Решение.

а) В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:

СuSО4 http://www.himhelp.ru/pics/92_1984898473.gifСu2+ + SO42-

Ионы меди могут восстанавливаться, на катоде в водном растворе. Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды. Схема электролиза:

http://www.himhelp.ru/pics/99_762184235.gif

б) Диссоциация хлорида магния в водном растворе:

MgCl2+http://www.himhelp.ru/pics/92_1984898473.gifMg2++2Сl-

Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет восстановление воды), хлорид-ионы — окисляются. Схема электролиза:

http://www.himhelp.ru/pics/100_322624915.gif

в) Диссоциация сульфата калия в водном растворе:

К24http://www.himhelp.ru/pics/92_1984898473.gif+ + SO42-

Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а на аноде — окисление воды. Схема электролиза:

http://www.himhelp.ru/pics/101_837391313.gif

или, учитывая, что 4Н+ + 4ОН- = 4Н2О (осуществляется при перемешивании),

2H2Ohttp://www.himhelp.ru/pics/102_1347358074.gif2H2 + O2



4 этап.Рефлексия



  • Подведем итог работы за урок, оформив его в виде «синквейна».

Синквейн - способ творческой рефлексии - “стихотворение”, написанное по определенным правилам:

1 строка - одно существительное,

2-ая - два прилагательных,

3-я - три глагола,

4-ая - крылатая фраза,

5-ая - одно существительное, которое выражает суть.




5этап.Итоги урока.

Выставление оценок за урок.

Творческое задание –написать эссе на тему « Окислительно-восстановительные реакции».



























Список рекомендованной литературы

1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. – М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.68-71)

2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб.дляобщеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. – М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)

3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган.химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)

4. Химия. 8-11 классы: тренинги и тесты с ответами по теме «Окислительно-восстановительные реакции» / авт.-сост. Т.М. Солдатова. – Волгоград: Учитель, 2007. (с.12-20)

5. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.55)

6. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав.ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)





Самые низкие цены на курсы профессиональной переподготовки и повышения квалификации!

Предлагаем учителям воспользоваться 50% скидкой при обучении по программам профессиональной переподготовки.

После окончания обучения выдаётся диплом о профессиональной переподготовке установленного образца (признаётся при прохождении аттестации по всей России).

Обучение проходит заочно прямо на сайте проекта "Инфоурок".

Начало обучения ближайших групп: 18 января и 25 января. Оплата возможна в беспроцентную рассрочку (20% в начале обучения и 80% в конце обучения)!

Подайте заявку на интересующий Вас курс сейчас: https://infourok.ru/kursy



Автор
Дата добавления 15.11.2015
Раздел Химия
Подраздел Конспекты
Просмотров705
Номер материала ДВ-156943
Получить свидетельство о публикации

УЖЕ ЧЕРЕЗ 10 МИНУТ ВЫ МОЖЕТЕ ПОЛУЧИТЬ ДИПЛОМ

от проекта "Инфоурок" с указанием данных образовательной лицензии, что важно при прохождении аттестации.

Если Вы учитель или воспитатель, то можете прямо сейчас получить документ, подтверждающий Ваши профессиональные компетенции. Выдаваемые дипломы и сертификаты помогут Вам наполнить собственное портфолио и успешно пройти аттестацию.

Список всех тестов можно посмотреть тут - https://infourok.ru/tests


Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх