Программа элективного курса «Избранные страницы общей химии в тестах, задачах и упражнениях» 11 класс


Муниципальное общеобразовательное учреждение

лицей № 9

имени заслуженного учителя школы Российской Федерации А.Н.Неверова Дзержинского района г. Волгограда











Программа элективного курса

«Избранные страницы общей химии в тестах,

задачах и упражнениях»

(для 11 класса)









Разработала:

учитель химии

Матвеева Людмила Владимировна









Волгоград 2010

Пояснительная записка

Матвеева Людмила Владимировна

учитель химии

высшей категории

МОУ лицей № 9

Дзержинского района г. Волгограда


Решение задач в школьном химическом образовании занимает важнейшее место, так как это один из приемов обучения, посредством которого обеспечивается более глубокое и полное усвоение учебного материала по химии и вырабатывается умение самостоятельного применения приобретенных знаний.

Для успешной сдачи ЕГЭ и участия в олимпиадах по химии учащимся необходимо усвоение теоретического материала школьного курса и умения решать задачи как типовые, так и повышенной сложности.

Решение задач по химии является далеко не простым делом, поскольку требует не только знаний по химии, но и определенного уровня подготовки по физике и математике, т.е. предполагает умение использовать те или иные формулы, их преобразование, производить математические вычисления, определять алгоритм решения, рассуждать логично. Насыщенность же школьной программы теоретическими вопросами не позволяет преподавателю уделять много времени навыкам решения задач во время основного урока. На помощь должны прийти элективные курсы по решению задач.

Данный курс предназначен для обучающихся 11 класса, базового уровня обучения. Курс рассчитан на 34 часа, 1 час в неделю. В программе курса рассматриваются теоретические вопросы, в том числе понятия и схемы, которые часто встречаются в формулировках контрольно-измерительных материалов по ЕГЭ, а также практическая часть по выполнению заданий ЕГЭ.


Цели курса: Обобщить, систематизировать, расширить и углубить знания учащихся по таким разделам химии как: строение атома, строение вещества, теория окислительно-восстановительных реакций, теория электролитической диссоциации, химическая кинетика и термодинамика, электролиз, гидролиз, подготовить учащихся успешной сдачи ЕГЭ.


Задачи курса:

— научить учащихся самостоятельно анализировать конкретную проблемную задачу и находить наилучший способ её решения.

— развивать логическое и химическое мышление школьников.

— совершенствовать творческие способности учащихся и формировать практических умений.


По выполнению программы учащиеся должны знать:

  • основные понятия и законы химии;

  • периодический закон Д.И.Менделеева;

  • состав и строение атома;

  • закономерности протекания химических реакций;

  • типы растворов, теорию электролитической диссоциации;

  • понятие гидролиза;

  • понятие окислительно-восстановительных процессов;

  • понятие электролиза.


По выполнению программы учащиеся должны уметь:

  • производить расчеты по определению количества вещества

  • производить расчеты по химическим формулам

  • производить расчеты по определению массовой доли элементов

  • производить расчеты по определению молярного объема газов

  • производить расчеты по определению объемной доли газов

  • определять квантовые числа атомов, писать электронные формулы атомов

  • определять степени окисления, виды химической связи

  • производить расчеты по определению скорости химической реакции

  • определять направление смещения химического равновесия реакции

  • производить расчеты по определению количественных характеристик состава раствора

  • записывать ионно-молекулярные уравнения

  • составлять уравнения гидролиза в молекулярном и ионном виде

  • записывать уравнения электролиза

  • составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций


Формы работы: групповая, индивидуальная.

Формы контроля: тест, практическая работа, проверочная работа, творческие домашние задания, задания для самостоятельной работы.





Учебно-тематический план

Наименование разделов, блоков, тем

Всего часов

Количество часов

Теорет.

Практ.

I

Основные понятия и законы химии.

3

3



Относительная атомная и молекулярная массы. Количество вещества. Молярный объем.


1



Массовые и объемные доли веществ в смеси. Массовая доля элемента в веществе.


1



Вывод формул соединений по массовым долям элементов и количествам веществ.


1


II

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

4

4



Строение атомов химических элементов


1



Закономерности изменения свойств элементов в периодах и группах


1



Степень окисления элемента. Валентность и валентные возможности.


1



Химическая связь. Зависимость свойств вещества и его строения.


1


III

Закономерности протекания химических реакций.

12

10

2

1

Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химических реакций.


1


2

Зависимость скорости реакции от природы веществ, температуры, концентрации, площади соприкосновения, наличия катализатора.



1

3

Расчет скорости реакции при изменении температуры, концентрации, давления.


1


4.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.


1


5

Определение смещения химического равновесия при воздействии различных факторов: температуры, концентрации, давления, добавления электролита.


1


6

Растворы. Растворение. Количественная характеристика раствора.


1


7

Расчет массовой доли растворенного вещества, молярной концентрации вещества в растворе.


1


8

Реакции обмена в водных растворах электролитов. Определение среды водных растворов электролитов.


1


9

Понятие гидролиза. Количественная характеристика гидролиза. Гидролиз обратимый и необратимый. Факторы, влияющие на гидролиз.


1


10-11

Гидролиз неорганических веществ. Среда раствора электролита.


1

1

12

Контроль знаний по разделу


1


IV

Окислительно-восстановительные процессы.

9

8

1

1

Понятие ОВР. Процессы окисления и восстановления. Типичные окислители и восстановители. Алгоритм составление уравнений ОВР.


1


2

Влияние среды раствора на образование продуктов ОВР.


1


3-4

Типы окислительно-восстановительных реакций. ОВР в неорганической и органической химии.


1

1

5

Составление уравнений ионно-электронным методом


1


6

Электролиз. Катодные и анодные процессы. Правила протекания реакций на катоде и аноде.


1


7

Электролиз расплавов электролитов.


1


8

Электролиз растворов электролитов


1


10

Контроль знаний по разделу


1


V

Решение расчетных задач

6

6


1

Вывод формулы вещества по продуктам сгорания




2

Вывод формулы вещества по уравнению реакции




3

Расчет массовой доли вещества в полученном растворе




4

Расчетные задачи с использованием понятия «система уравнений»




5

Расчетные задачи с использованием понятия «избыток — недостаток»




6

Решение комбинированных задач





Всего часов

34






Содержание программы


I. Основные понятия и законы химии. (3 часа)

Относительная атомная и молекулярная массы. Количество вещества. Молярный объем. Массовые и объемные доли веществ в смеси. Массовая доля элемента в веществе. Вывод формул соединений по массовым долям элементов и количествам веществ.

II. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева. (4 часа)

Строение атомов химических элементов. Закономерности изменения свойств элементов в периодах и группах. Степень окисления элемента. Валентность и валентные возможности. Химическая связь. Зависимость свойств вещества и его строения.

III. Закономерности протекания химических реакций. (12 часов)

Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Зависимость скорости реакции от природы веществ, температуры, концентрации, площади соприкосновения, наличия катализатора. Расчет скорости реакции при изменении температуры, концентрации, давления. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие. Определение смещения химического равновесия при воздействии различных факторов: температуры, концентрации, давления, добавления электролита. Растворы. Растворение. Количественная характеристика раствора. Расчет массовой доли растворенного вещества, молярной концентрации вещества в растворе. Реакции обмена в водных растворах электролитов. Определение среды водных растворов электролитов. Понятие гидролиза. Количественная характеристика гидролиза. Гидролиз обратимый и необратимый. Факторы, влияющие на гидролиз. Гидролиз неорганических веществ. Среда раствора электролита. Контроль знаний по разделу.

Практическая работа: Зависимость скорости реакции от природы веществ, температуры, концентрации, площади соприкосновения, наличия катализатора.

Практическая работа: Определение среды раствора электролита

IV. Окислительно-восстановительные процессы. (9 часов)

Понятие ОВР. Процессы окисления и восстановления. Типичные окислители и восстановители. Алгоритм составление уравнений ОВР. Влияние среды раствора на образование продуктов ОВР. Типы окислительно-восстановительных реакций. ОВР в неорганической и органической химии. Составление уравнений ионно-электронным методом. Электролиз. Катодные и анодные процессы. Правила протекания реакций на катоде и аноде Электролиз расплавов электролитов. Электролиз растворов электролитов. Контроль знаний по разделу

Практическая работа: Окислительно-восстановительные реакции в неорганической и органической химии.


V. Решение расчетных задач. (6 часов)

Вывод формулы вещества по продуктам сгорания. Вывод формулы вещества по уравнению реакции. Расчет массовой доли вещества в полученном растворе. Расчетные задачи с использованием понятия «система уравнений». Расчетные задачи с использованием понятия «избыток — недостаток».




Литература


1. Габриелян О.С. Общая химия: задачи и упражнения: пособие для учащихся 11 кл. общеобразовательных учреждений с углубленным изучением химии / О.С. Габриелян, В.Б Воловик. – М.: Просвещение, 2006. – 191 с.

2. Гара Н.Н. Химия. Задачник с «помощником». 10-11 классы: пособие для учащихся общеобразовательных учреждений / Н.Н .Гара, Н.И. Габрусева. — М.: Просвещение, 2009. – 79 с.

3. Единый государственный экзамен 2009. Химия. Универсальные материалы для подготовки учащихся / ФИПИ. – М.: Интеллект-Центр, 2009. – 272 с.

4.Общая химия: учеб. для 11 кл. общеобразовательных учреждений с углубленным изучением химии / О.С. Габриелян, И.Г Остроумов, С.Н.Соловьев, Ф.Н.Маскаев. – 2-е изд. — М.: Просвещение,2006. – 384 с.

5. ЕГЭ. Химия. Контрольные измерительные материалы 2007–2009. –

М.: Просвещение

6. Рябов М.А. Тесты по химии: 11-й кл,: к учебнику О.С. Габриеляна и др. «Химия, 11 класс» / М.А.Рябов, Е.Ю.Невская, Р.В.Линко. – М., Экзамен, 2006. – 159 с.

7. Химия. ЕГЭ-2009. Тематические тесты. Базовый и повышенный уровни: учебно-методическое пособие / Под редакцией В.Н.Доронькина. – Ростов н/Д: Легион, 2008. – 411 с.

8. Штремплер Г.И. Методика решения расчетных задач по химии: 8-11 кл.: Пособие для учителя / Г.И. Штремплер, А.И.Хохлова, — 3-е изд. — М.: Просвещение, 2001. – 207 с.


Методические рекомендации по проведению отдельных занятий


Занятие

Тема: Вывод формулы вещества по продуктам сгорания.

Цель: совершенствовать навыки обучающихся в решении задач на вывод формулы вещества по продуктам сгорания, умения производить математические расчеты.


Ход и содержание занятия.


  1. Оргмомент. Цели и задачи занятия.

  2. Знакомство с алгоритмами решения задач по данной теме.


Задача 1. При сжигании углеводорода массой 2,1 г получили 6,6 г оксида углерода(1У) и 2,7 г воды. Относительная плотность органического со­единения по водороду равна 42. Выведите моле­кулярную формулу углеводорода.

Дано: Решение:

m(УВ) = 2,1 г 1) По относительной плотности найдем

DH2(УВ) = 42 молярную массу углеводорода:

+ О2 М (CxHy) = 2 г/моль ∙ 42 = 84 г/моль

2) Рассчитаем массу оксида углерода(1/),

m(CO2) = 6,6 г выделившегося при сгорании 1 моль (или 84 г)

m(H2O) = 2,7 г углеводорода. При сгорании 2,1 г СхНу выделилось

CxHy = ? 6,6 г СО 2, а при сгорании 84 г СхНу — х г СО2

Составим и решим пропорцию:

2,1 г СхНу → 6,6 г СО2,

84 г СхНу → х г СО2

х = 84 ∙ 6,6 : 2,1 = 264 г


3) Рассчитаем количество вещества СО2, выделившегося при сгора­нии 1 моль углеводорода:

n(CO2) = 264 г : 44 г/моль = 6 моль


4) Рассчитаем массу и количество вещества воды, выделившей­ся при сгорании 1 моль углеводорода. При сгорании 2,1 г СхНу выделилось 2,7 г Н2О, а при сгорании 84 г СхНу — у г Н2О.

Составим и решим пропорцию:

2,1 г СхНу → 2,7 г 7 Н2О,

84 г СхНу → у г Н2О

у = 84 ∙ 2,7 : 2,1 = 108 г

Найдем количество воды, содержащейся в 108 г:

n(H2O) = 108 г : 18 г/моль = 6 моль


5) Определим молекулярную формулу органического соединения.

В 6 моль СО2 содержится 6 моль атомов С;

в 6 моль Н2О содержится 12 атомов Н.

Следовательно, в 1 моль СхНу содержалось 6 моль атомов С и 12 моль атомов Н. Молекулярная формула углеводорода С6Н12.

Ответ: С6Н12.


Задача 2. При сжигании 4,4 г алкана выделилось 13,4 г оксида углерода (IV) (углекислого газа). Относительная плотность веще­ства по воздуху равна 1,52. Определите молекулярную формулу алкана.

Дано: Решение:

m(CnH2n+2) = 4,4 г 1) По относительной плотности вычислим

m(CO2) = 13,4 г молярную массу алкана:

D(возд) = 1,52 М(CnH2n+2) = 29 ∙ 1,52 = 44 г/моль

(CnH2n+2) = ? 2) Рассчитаем массу и количество вещества оксида углерода(IV) выделившегося при сгорании 1 моль (или

44 г) углеводорода. При сгорании 4,4 г(CnH2n+2) выделилось 13,4 г углекислого

газа, а при сгорании 44 г (CnH2n+2) выделилось х г углекислого газа.

Составим и решим пропорцию:

4,4 г (CnH2n+2) → 13,4 г СО2

44 г (CnH2n+2) → х г СО2

х = 44 ∙ 13,4 : 4,4 = 134 г


Найдем количество вещества СО2, выделившегося при сгорании 1 моль углеводорода:

n(CO2) = 134 г : 44 г/моль = 3 моль


3) Определим молекулярную формулу алкана.

В 3 моль CO2 содержится 3 моль атомов С. Следова­тельно, число атомов углерода в алкане равно 3.

Исходя из об­щей формулы алканов(CnH2n+2), число атомов водорода равно 8. Молекулярная формула углеводорода С3Н8. Это пропан.

Ответ: С3Н8.


Задача 3. При сгорании некоторой массы неизвестного углево­дорода выделилось 4,48 л оксида углерода(IV) (углекислого газа) (н. у.) и 3,6 г воды. Относительная плотность вещества по водороду равна 14. Определите молекулярную формулу уг­леводорода.

Решение:

Дано: Решение:

V(CO2) = 4,48 л 1) Найдем количество вещества углеро­да, содержаще-

m2О) = 3,6 г гося в 4,48 л СО2. Для этого вычислим количество

DH2(УВ) = 14 вещества СО2, содержащегося в 4,48 л газа:

CxHy = ? n(CO2) = 4,48 л : 22,4 л/моль = 0,2 моль

n(C) = n(CO2) = 0,2 моль.

2) Найдем количество водорода, содержащегося в 3,6 г Н2О:

n(H2O) = 3,6 г : 18 г/моль = 0,2 моль

Так как в 1 моль воды содержится 2 моль водорода, то

n(H) = 2 ∙ n(H2O):

n(H) = 0,2 моль ∙ 2 = 0,4 моль


3) Определим простейшую формулу углеводорода:

х : у = n(C) : n(H) = 0,2 : 0,4 = 1 : 2 (СН2)

4) Найдем истинную формулу углеводорода:

М (CxHy) = 2 г/моль ∙ 14 = 28 г/моль

Узнаем, сколько групп СН2 может содержаться в углеводороде с

молярной массой 28 г/моль:

M (CH2) = 12 + 2 = 14 г/моль => 28 : 14 = 2

Истинная формула углеводорода 2(СН2), т. е. С2Н4.

Ответ: С2Н4.


Задача 4. При сжигании 9,2 г органического соединения, моляр­ная масса которого 46 г/моль, выделилось 17,6 г оксида угле­рода (IV) (углекислого газа) и 10,8 г воды. Определите молеку­лярную формулу органического вещества.

Дано: Решение:

m (ОВ) = 9, 2 г 1) Найдем массу углерода, содержащегося в 17,6 г CO2

m(CO2) = 17,6 г 44 г CO2 → 12 г С

m2О) = 10,8 г 17,6 г CO2 → х г С

M (ОВ) = 46 г/моль х = 17,6 ∙ 12 : 44 = 4,8 г

Формула в-ва — ? 2) Найдем массу водорода, содержащегося в 10,8 г воды

18 г Н2О → 2 г Н

10,8 г Н2О → у г H

у = 10,8 ∙ 2 : 18 = 1,2 г


3) Определим полный элементный состав органического вещества.

По условию задачи при сгорании органического соединения вы­делились оксид углерода(IV) и вода. Отсюда следует, что вещест­во может быть либо углеводородом и состоять из атомов углеро­да и водорода, либо кислородсодержащим органическим соеди­нением и состоять из атомов углерода, водорода и кислорода.

Масса углерода и водорода составляет 4,8 г + 1,2 г = 6 г.

Тог­да 9,2 г — 6 г = 3,2 г => это масса кислорода. Значит, вещест­во является кислородсодержащим органическим соединением.

Его элементный состав CxHyОz


4) Определим соотношение атомов элементов в составе молеку­лы органического соединения:

С : Н : О = 4,8 1,2 3,2 = 0,4 : 1,2 : 0,2 ( 5 до целого числа)

12 1 16

С : Н : О = 2 : 6 : 1 => С2Н6О (С2Н5ОН) — этиловый спирт.

Проверим правильность вывода формулы

M2Н5ОН) = 24 + 5 + 17 = 46 г/моль => формула верна.

Ответ: С2Н6О (С2Н5ОН).


3. Решите самостоятельно

1. При сжигании органического соединения массой 4,2 г получили оксид углерода (IV) массой 13,2 г и воду массой 5,4 г. Относительная плотность этого соединения по воздуху 2,9. Вы­ведите молекулярную формулу органического соединения.

2. При сжигании 4,4 г углеводорода получили 13,2 г ок­сида углерода (IV). Относительная плотность вещества по воз­духу равна 1,52. Определите молекулярную формулу этого вещества.

3. При сгорании органического вещества количеством 0,03 моль образовались оксид углерода (IV) и вода количеством 0,06 моль каждое. Относительная плотность этого вещества по воздуху равна 1,5. Выведите молекулярную формулу этого вещества.


Домашнее задание.

Решите любые две задачи.


1. При сгорании органического вещества количеством 0,03 моль образовались оксид углерода (IV) и вода количеством 0,15 моль каждое. Относительная плотность паров этого веще­ства по водороду равна 51. Определите молекулярную формулу этого органического вещества.


2. При сгорании 3,6 г углеводорода образовалось 11 г ок­сида углерода (IV) и 5,4 г воды. Относительная плотность паров этого вещества по водороду равна 36. Определите молекуляр­ную формулу этого вещества.


3. При сжигании 36 г органического соединения образо­валось 52,8 г оксида углерода(IV) и 21,6 г воды. Относительная молекулярная масса этого вещества равна 180. Выведите моле­кулярную формулу этого вещества.


4. При сгорании органического вещества количеством 4,2 моль образовалось 8,4 моль оксида углерода(IV) и 12,6 моль воды. Относительная плотность паров этого вещества по водо­роду равна 23. Выведите молекулярную формулу этого органи­ческого вещества.


5. При сгорании органического вещества массой 6,2 г образовалось 4,48 л оксида углерода(IV), 9 г воды, 2,24 л азота (н. у.). Относительная плотность паров этого вещества по водороду равна 15,5. Вычислите молекулярную формулу это­го вещества.


6. При сжигании без остатка 4,3 г углеводорода получили 13,2 г оксида углерода(IV). Относительная плотность углеводо­рода по водороду равна 43. Выведите молекулярную формулу этого вещества.


Занятие

Тема: Электролиз. Катодные и анодные процессы. Правила протекания реакций на катоде и аноде.

Цель: расширять и углублять представления учащихся о процессе электролиза, совершенствовать умения составлять уравнения анодных и катодных процессов, суммарных процессов электролиза.


Ход и содержание занятия.


1. Объяснение нового материала.

Лекция.

Электролизсовокупность окислительно-восстановительных процессов, про­текающих в расплавах и растворах электролитов под действием постоянного электрического тока.

В расплавах электролизу подвергаются: щелочи, термически устойчивые соли, оксиды металлов; в растворах — кислоты, ще­лочи, соли.

При электролизе растворов разрядка анионов и катионов на инертных электродах идет в определенном порядке.

Электроды

) – катод (А+) — анод


Порядок разрядки анионов

1. В первую очередь разряжаются бескислородные ионы: S2-; I; Вr, Сl и анионы органических кислот: 2RCOO — 2ё → 2СO2 + RR.

2. Во вторую очередь разряжается гидроксид-ион (в щелоч­ной среде):

4ОН — 4ё → О2 + 2Н2О или

вода (в кислой и ней­тральной средах): 2Н2О – 4e → О2 + 4H+.

3. В растворе не разряжаются анионы кислородсодержащих кислотных остатков и F.

Порядок разрядки катионов

1. В первую очередь на катоде разряжаются катионы метал­лов, стоящих в ряду напряжений металлов после водорода.

2. Во вторую очередь в кислой среде разряжаются катионы водорода:

2H+ + 2ё → Н2

или вода (в нейтральной и щелочной средах): 2Н2О + 2ё → Н2 + 2ОН.

3. Одновременно с водой могут разряжаться катионы метал­лов, стоящих в ряду напряжений от алюминия до водорода.

4. В растворах никогда не разряжаются катионы металлов, стоящих в ряду напряжений металлов до алюминия (включи­тельно).


Для определения продуктов электролиза водных растворов элек­тролитов существуют следующие правила.


1. Процесс на катоде зависит не от материала катода, из которого он сделан, а от положения металла (катиона электролита) в элек­трохимическом ряду напряжений, при этом если:

1) Катион электролита расположен в ряду напряжений в начале ряда (от Li по А1 вклю-чительно), то на катоде идет процесс восстанов­ления воды (выделяется водород Н2):

2H+OH + 2eH2 + 2ОН

Катионы металла не вос­станавливаются, они остаются в растворе.


2) Катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одно­временно и ионы металла, и молекулы воды:

Me n+ + ne → Me°

2H+— OH + 2e → H2 + 2ОН


3) Катион электролита находится в ряду напряжений после во­дорода, то на катоде восстанавливаются катионы металла:

Me n+ + neMe°


4) В растворе содержатся катионы разных металлов, то сначала восстанавливается катион металла, стоящего в ряду напряжений правее.


2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.


1) Если анод растворяется (железо, цинк, медь, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то окис­ляется металл анода, несмотря на природу аниона: Me° — ne Me n+


2) Если анод не растворяется (его называют инертным — гра­фит, золото, платина), то:

а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот (кро­ме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона: Асmmе → Ас

б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется О2). Анионы не окисляются, они остаются в растворе: 2H2O2- — 4e O2 + 4H+

в) анионы по их способности окисляться располагаются в следую­щем порядке:

I Br S2- Сl ОН SO42- NO3 F

______________________________________

восстановительная активность уменьшается (способность отдавать электроны)


Рассмотрим примеры:

I. Электролиз расплавов:

а) солей:

NaClNa+ + Сl

КАТОД (-): Na+ + 1 ё → Na° │ 2

АНОД (+): 2Сl -2ё Cl2 │ 1


2 Na+ + 2Сl2Na + Cl2

2NaCl → 2Na + Cl2

б) щелочей:

NaOHNa+ + ОН

расплав

КАТОД (-): Na+ + 1 ё → Na° │ 4

АНОД (+): 4OH – 4e 2О + O2 │ 1


4Na+ + 4OH → 4Na + 2Н2О + O2

4NaOH → 4Na + 2Н2О + O2


в) оксидов:

А12О3 → 2Al3+ + 3O2-

КАТОД (-): Al3+ + 3ё → Al0 │ 4

АНОД(+): 2O2- — 4ё → О2 │ 3


4Al3+ + 6O2- → 4Al0 + 3О2

2А12О3 → 4Al0 + 3О2


II. Электролиз растворов.

а) раствор хлорида натрия

NaCl → Na+ + Сl

КАТОД (-): 2H+— OH + 2e → H2 + 2ОН │ 1

АНОД (+): 2Сl -2ё Cl2 │ 1


2О + l H2 + 2ОН+ Cl2

2О + 2NaCl H2 + 2NaОН + Cl2


б) раствор хлорида цинка

ZnCl2Zn2+ + 2Cl

КАТОД (-): 2H+OH + 2e H2 + 2ОН │ 1

Zn2+ + 2eZn

АНОД (+): 2Сl -2ё Cl2 │ 2


2О + Zn2+ + 4Сl H2 + Zn + 2ОН+ 2Cl2

2О + 2 ZnCl2H2 + Zn + Zn(ОН)2 + 2Cl2


в) раствор хлорида меди (II)

CuCl2Cu2+ + 2Cl

КАТОД (-): Cu2+ + 2e Cu │ 1

АНОД (+): 2Сl -2ё Cl2 │ 1


Cu2+ + 2Сl Cu + Cl2

CuCl2Cu + Cl2


Домашнее задание.

1. Составьте уравнения электролиза хлорида бария в: а) расплаве, б) растворе.

2. Составьте уравнения электролиза водных растворов солей: а) фосфата калия, б) иодида марганца (II). Электроды графитовые.

3. Составьте уравнения электролиза водного раствора нитрата серебра: а) с медными электродами, б) с графитовыми электродами.



Занятие.

Тема: ОВР. Процессы окисления и восстановления.

Типичные окислители и восстановители.

Цели: совершенствовать знания учащихся об окислительно-восстановительных процессах, познакомить с веществами типичными окислителями и восстановителями; познакомить с алгоритмом составления ОВР методом электронного баланса, если известны не все продукты реакции.


Ход и содержание занятия.

1. Рассмотрение материала занятия.

В ходе совместной работы (рассказ, беседа) рассматриваем материал занятия.

В ходе окислительно-восстановительных реакций (ОВР) степени окисления химических элементов изменяются. Принимая электроны, хи­мический элемент восстанавливается и понижает свою степень окисле­ния, являясь окислителем для другого участника этого процесса. Теряя электроны, химический элемент окисляется и повышает свою степень окисления, при этом выступает в роли восстановителя для элемен­та-окислителя. Определить, в каком качестве химический элемент уча­ствует в ОВР, какое количество электронов он принимает или теряет, поможет схема

отдача электронов, окисление, — nё

присоединение электронов, восстановление, + nё

——————-——-——-————-——-— —-——-—————-—-→ X

-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7


Что же является причиной проявления окислительных или восстано­вительных свойств, какие вещества могут выступать в качестве окисли­телей, а какие проявлять восстановительные свойства? Нетрудно дога­даться, что наибольшие окислительные свойства проявляют самые ярко выраженные неметаллы — галогены, элементы, атомы которых имеют высокие значения сродства к электрону. Однако, как и все элементы, галогены существуют не только в виде отдельных атомов и простых ве­ществ, но и в виде соединений, в которых они имеют различные сте­пени окисления. Очевидно, что максимальные окислительные свойства галогены будут проявлять в соединениях, в которых они имеют высо­кие положительные степени окисления. И наоборот, в соединениях с низшей отрицательной степенью окисления галогены уже не могут про­являть окислительных свойств. (Подумайте почему.) Кроме галогенов, окислительные свойства проявляют и другие неметаллы в положитель­ных, нулевой и промежуточной отрицательной степенях окисления, и даже металлы в положительных степенях окисления. Примеры типичных окислителей приведены в таблице


Типичные окислители

п/п

Группа окислителей

Химические элементы

Примеры веществ

1

Электрический ток на аноде



2

Галогены в высших положи­тельных степенях окисления

+7 +7 +7

Cl, Br, I

НСlO4, НВrO4, НIO4

3

Галогены в промежуточных положительных степенях окисления

+ 1 +3 +5 +5 +5


КСlO3, НlO, NaBrO3

4

Халькогены и другие неме­таллы в положительных сте­пенях окисления

+6 +4 +5

S, S, N

H2SO4, SO2, HNO3

5

Неметаллы — простые ве­щества (нулевая степень окисления)


F, CI, О, S, Вr

F2, Cl2 O3, O2, S, Br2

6

Неметаллы в промежуточ­ных отрицательных степенях окисления

-1 -2

О, N

H2O2, BaO2, N2H4

7

Металлы в высших положи­тельных степенях окисления

+7 +6 +4

Mn, Cr, Sn

KMnO4, K2Cr04, H2Cr27, SnCI4

8

Органические нитросоеди-нения

+5

N

CH(NO2)3, CH2ONO2-CH2ONO2


Те же принципы могут быть применены и к прогнозированию восста­новительных свойств веществ.


Типичные восстановители



п/п

Группа восстановителей

Химические элементы

Примеры веществ

1

Электрический ток на катоде



2

Металлы — простые веще­ства (нулевая степень окис­ления)

Na, Ca, Fe

Na, Ca, Fe

3

Неметаллы в низших отри­цательных степенях окисле­ния

-1 -3 -2

Cl, N, S


HCI, NH3, ZnS

4

Металлы в промежуточных положительных степенях окисления

+2 +2 +1

Fe, Cr, Cu


FeSO4, CrCl2, Cu2Cl2

5

Неметаллы в промежуточных отрицательных степенях окисления

-1 -2

O, N


H2O2, N2H4

6

Неметаллы — простые ве­щества

S, P, C, I

S, P4, C, l2

7

Неметаллы в промежуточных положительных степенях окисления

+3 +4 +2

P, S, С


PCl3, SO2, CO

8

Углеводороды и многие дру­гие органические вещества

-4 -2

С, С и др.

CnH2n+2, CnH2n

спирты, углеводы


Следует отметить, что органические соединения обладают преиму­щественно восстановительными свойствами.

В таблицах группы веществ, проявляющих соответственно окислительные и восстановительные свойства, расположены в порядке ослабевания их окислительно-восстановительной активности. Однако следует подчеркнуть, что приведенный порядок расположения групп но­сит лишь примерный, ориентировочный характер. Свойства элементов, образующих вещества, входящие в одну группу, индивидуальны и мо­гут в значительной мере различаться.


Методы составления уравнений ОВР.

Существует два основных метода составления уравнений окисли­тельно-восстановительных реакций. Первый из них — метод электрон­ного баланса — вам уже хорошо знаком.

Рассмотрим несколько примеров.

-2 -2 +7 -1 -1 +4

СН2 = СН2 + КМnО4 + Н2О → НО—СН2—СН2—ОН + МnО2 + КОН


Составить электронный баланс — значит показать переход электронов для каждого такого элемента при превращении исходных веществ в продукты:

-2 – 2e → 2С-1 3(окисляется)

Мn+7 + 3e → Мn+4 2(восстанавливается)


Для того чтобы уравнять число электронов в процессах окисления и восстановления, необходимо подобрать соответствующие коэффициен­ты. Их находят делением наименьшего общего кратного числа отдан­ных и принятых электронов (в данном случае 6) на 3 и 2 соответствен­но.


3СН2 = СН2 + 2КМnО4 + Н2О → 3НО—СН2—СН2—ОН + 2МnО2 + 2КОН


Число атомов других элементов уравниваем подбором:


3СН2 = СН2 + 2КМnО4 + 4Н2О → 3НО—СН2—СН2—ОН + 2МnО2 + 2КОН


Если необходимо, в межмолекулярных окислительно-восстановитель­ных реакциях указывают окислитель (в данном случае КМnО4) и восста­новитель (С2Н4).

При подборе коэффициентов в ОВР вам часто приходится решать для себя три вопроса:

1. Сколько атомов брать в уравнения электронного баланса?

2. Перед какими веществами ставить найденные коэффициенты?

3. В какой последовательности уравнивать элементы?

При ответах на эти вопросы предлагаем воспользоваться следующи­ми советами:

1. Внимательно посмотрите, сколько атомов элемента, изменяюще­го степень окисления, вы подчеркнули в левой и правой частях схемы реакции. В общем случае в уравнение берут большее число атомов. На­пример:

+2 +7 +3 +2

FeSO4 + КМnО4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O


В левой части схемы один атом железа, а в правой — два. В урав­нение баланса следует взять два атома железа:


2Fe+2 — 2e → 2Fe+3 5 (окисляется)

Мn+7 + 5eMn +2 2 (восстанавливается)


Таким образом, для соблюдения баланса отданных и принятых эле­ктронов в левой и правой частях уравнения должно быть по десять ато­мов железа и по два атома марганца:

10 FeSO4 + 2КМnО4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8 H2O


К приведенному выше правилу есть уточнения.

а) В реакциях соединения простых веществ в уравнение баланса бе­рут столько атомов элемента, сколько их в левой части схемы:

P + O2P2+5O5-2

P – 5eP+5 4 (окисляется)

O20 + 4e → 2O-2 5 (восстанавливается)


4P + 5О2 = 2Р2О5


б) В реакциях диспропорционирования ориентируются на правую часть схемы реакции:

0 -1 +5

Cl2 + КОН KCI + КСlO3 + Н2О

Cl – 5eCl+5 1

Cl + 1eCl-1 5

3Cl2 + 6КОН 5KCI + КСlO3 + 3Н2О


в) В реакциях контрдиспропорционирования при выборе числа ато­мов для уравнения электронного баланса ориентируются на левую часть схемы:

+1 -1 0

Са(ClO)2 + HCI CaCl2 + Cl2 + Н2О

2Cl +1 + 2e → Cl20 1

Cl -1 -1eCl0 2

Са(ClO)2 + 4HCICaCl2 + 2Cl2 + Н2О


2. Ответ на второй вопрос очень прост: найденный коэффициент ста­вят перед формулой того вещества, на которое вы ориентировались при выборе числа атомов элемента для уравнения баланса.

Рассмот­рим реакцию каталитического окисления аммиака:

-3 0 +2 -2

NH3 + O2NO + H2O

N-3 – 5eN+2 4 (окисляется)

O2 + 4e → 2O-2 5 (восстанавливается)

Коэффициент 4 для азота ставят как в левую, так и в правую части уравнения, поскольку и аммиак, и оксид азота(П) содержат по одному атому N. Поскольку в уравнение баланса было взято два атома кисло­рода, найденный коэффициент 5 ставят перед формулой 02 в левой ча­сти уравнения:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 2О


3. Выбрать очередность уравнивания элементов также достаточно просто. Если в левой или правой части уравнения все вещества, со­держащие данный элемент, уже получили коэффициенты, этот элемент можно уравнивать:

MnSO4 + КСlO3 + КОН → К2МnO4 + KCI + K2SO4 + Н2О

Mn+2 — 4eMn+6 3 (окисляется)

Cl+5 + 6eCl -1 2 (восстанавливается)

Найденный коэффициент 3 ставят в левую и правую части уравне­ния перед формулами веществ, содержащих атом марганца. Аналогич­но поступают с коэффициентом 2 для атомов хлора:

3MnSO4 + 2КСlO3 + КОН → 3К2МnO4 + 2KCI + K2SO4 + Н2О

Какой элемент уравнивать дальше?

Калий нельзя, поскольку ни в правой, ни в левой части уравнения подсчитать число его атомов пока нельзя: нет коэффициентов перед КОН и K2SO4. Аналогичная ситуация с водородом — гидроксид калия и вода не получили своих коэффици­ентов. Только атомы серы поддаются точному подсчету в левой части схемы, следовательно, справа перед формулой сульфата калия необхо­димо поставить коэффициент 3:

3MnSO4 + 2КСlO3 + КОН → 3К2МnO4 + 2KCI + 3K2SO4 + Н2О

Теперь справа можно подсчитать калий (14 атомов) и поставить ко­эффициент 12 перед КОН в левой части:

3MnSO4 + 2КСlO3 + 12КОН → 3К2МnO4 + 2KCI + 3K2SO4 + Н2О

Осталось уравнять водород (коэффициент 6 перед формулой воды) и проверить число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения:

3MnSO4 + 2КСlO3 + 12КОН → 3К2МnO4 + 2KCI + 3K2SO4 + 6Н2О



Решение уравнений по образцу.

Задание. Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций.

а) Н2О2 + PbSPbSO4 + H2O

б) СlO2 + NaOHNaClO2 + NaClO3 + H2O

в) Co(OH)3 + HCICoCI2 + Cl2 + Н2О

г) I2 + HNO3 → HIO3 + NO + H2O

д) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + S + H2O

е) Cu2S + КСlO3 → CuO + SO2 + KCI


Домашнее задание.

Методом электронного баланса расставьте коэффици­енты в схемах окислительно-восстановительных реакций.

а) К2Сr27 + НI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 +I2 + H2O

б) Be + HNO3разб.) → Be(NO3)2 + N2 + H2O

в) МnО2 + HBrMnBr2 + Br2 + Н2О

г) KMnO4 + HCHO + H2SO4 → HCOOH + K2SO4 + MnSO4 + H2O

д) KMnO4 + Na2SO3 + KOH → K2Mn04 + Na2SO4 + H2О



Контроль знаний по разделу:

Закономерности протекания химических реакций.

Цель: проверить уровень усвоения изученного материала, умения использовать приобретенные знания для решения конкретных заданий.

Оборудование: карточки с заданиями.

Ход занятия.

При наличии группы из 12 обучающихся, количество вариантов работы должно быть не менее четырех.

Образец возможного варианта.


Часть 1. При выполнении заданий этой части выберите один правильный ответ и в виде буквы внесите его в таблицу.

Ответы: См. ниже заданий

  1. Взаимодействие какой пары веществ будет протекать с большей скорость?

а) Mg + HCl

б) Fe + HCl

в) Zn + HCl

г) Pb + HCl


2. На скорость химической реакции между раствором серной кислоты и железом не оказывает влияния

а) концентрация кислоты

б) измельчение железа

в) температура реакции

г) увеличение давления


3. Среди приведенных реакций обратимой является

а) KOH + HCl = KCl + H2O

б) Na2O + 2HCl = 2NaCl + 2H2O

в) FeCl3 + 3NaOH = Fe (OH)3 + 3NaCl

г) N2 + 3H2 = 2NH3


4. Химическое равновесие в системе C4H10 (г)C4H8 (г) + H2 (г)Q

можно сместить в сторону продуктов реакции

а) повышением температуры и повышением давления

б) понижением температуры и повышением давления

в) повышением температуры и понижением давления

г) понижением температуры и понижением давления


5. Реакция ионного обмена с выпадением осадка и образованием воды происходит между растворами

а) хлорида железа (II) и гидроксида калия

б) серной кислоты и гидроксида бария

в) карбоната натрия и азотной кислоты

г) гидроксида натрия и соляной кислоты


6. При добавлении 20 г соли к 80 г 20 %-ного раствора этой же соли, массовая доля соли стала равна

а) 25 %

б) 45 %

в) 36 %

г) 20 %


7. Уравнение описывает гидролиз

а) гидроксонитрата хрома (III)

б) сульфата хрома (III)

в) сульфида хрома (III)

г) карбоната хрома (III)

8. Кислую среду имеет водный раствор

а) хлорида железа (II)

б) хлорида кальция

в) хлорида стронция

г) карбоната рубидия


Ответы:

Вопросы

1

2

3

4

5

6

7

8

Ответы

а

г

г

в

б

в

б

а


Часть 2. Ответом к заданиям этой части является набор цифр или число. Запишите их в таблицу.


1. Установите соответствие между названием вещества и ее способностью к гидролизу

Название вещества Способность соли к гидролизу

А) нитрат железа (II) 1) гидролизу не подвергается

Б) сульфат меди (II) 2) гидролиз по катиону

В) сульфид калия 3) гидролиз по аниону

Г) нитрат кальция 4) гидролиз по катиону и по аниону


  1. Установите соответствие между названием вещества и средой его водного раствора.

Название вещества Среда раствора

А) сульфат цинка 1) кислая

Б) нитрат рубидия 2) нейтральная

В) фторид калия 3) щелочная

Г) гидрофосфат натрия


  1. Установите соответствие между названием соли и уравнением ее гидролиза по первой ступени.

А) сульфит натрия 1) SO32- + H2OHSO3 + OH

Б) гидросульфит натрия 2) CO32- + H2OHCO3 + OH

В) сульфид натрия 3) HSO3 + H2OH2SO3 + OH

Г) карбонат натрия 4) HCO3 + H2OH2CO3 + OH

5) S2- + H2OHS + OH


  1. Масса соли, которая вводится в организм при вливании 353 г физиологического раствора, содержащего 0,85 % по массе поваренной соли, равна ______г. (Запишите число с точностью до целых)


Ответы:

Вопросы

1

2

3

4

Ответы

2234

1233

1352

3


Свежие документы:  Конспект урока на тему "Причины, итоги и цена победы"

скачать материал

Хочешь больше полезных материалов? Поделись ссылкой, помоги проекту расти!


Ещё документы из категории Химия: