Содержание
- 2. Задание С1(36). Составление уравнения ОВР методом электронного баланса. Максимальное количество баллов за это задание – 3:
- 7. Классификация схем ОВР в заданиях С1 ОВР с пропусками веществ Пропущено ключевое вещество слева Пропущено ключевое
- 8. ПРИМЕР 1. Ключевые вещества в ОВР не пропущены. N+2O + KCl+1O + … → KN+5O3 +
- 9. 2NO + 3KClO + … → 2KNO3 + 3KCl + … В правой части схемы больше
- 10. ПРИМЕР 2. В ОВР пропущено ключевое вещество слева. …+ KMn+7O4 + … → N02 + К2Mn+6O4
- 11. N-3H3+ KMn+7O4 + … → N02 + К2Mn+6O4 + … Составляем уравнение электронного баланса 2N-3 -
- 12. Итоговое уравнение реакции: 2NH3 + 6KMnO4 + 6КОН → N2 + 6К2MnO4 + 6Н2О Исходная схема
- 13. ПРИМЕР 3. В ОВР пропущено ключевое вещество справа. Р-3Н3 + Ag+1NO3 + … → Ag0 +
- 14. Р-3Н3 + Ag+1NO3+ …→ Ag0+Н3РО4+HNO3. Составляем уравнение электронного баланса: Р-3 - 8ē →Р+5 1 восстановитель, окисляется
- 15. Пример 4. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции: NaI + NaNO2 + H2SO4 → I2↓
- 16. Составляются уравнения электронного баланса: 2 I-1 – 2ē → I02 1 окисляется N+3 + 1ē →
- 17. Задание С2 (37). Предложено описание химического эксперимента, в соответствии с которым нужно составить 4 уравнения реакции.
- 18. Трудности , с которыми сталкиваются учащиеся при выполнении задания С2: 1. Описание действий с веществами (фильтрование,
- 19. Соль, полученную при растворении железа в горячей концентрированной серной кислоте, обработали избытком раствора гидроксида натрия. Выпавший
- 20. toC 1) 2Fe + 6H2SO4(к)→Fe2(SO4)3+ 3SO2↑+ 6H2O 2) Fe2(SO4)3+ 6NaOH(к)→2Fe(OH)3↓+3Na2SO4 toC 3) 2Fe(OH)3 → Fe2O3+ 3H2O
- 21. Оранжевый оксид меди поместили в концентрированную серную кислоту и нагрели. К полученному голубому раствору прилили избыток
- 22. 2. Составление схемы превращений: Н2SO4 КОН toC NH3 Cu2O → СuSO4 → Cu(OH)2 ↓ → CuO
- 23. Учащиеся могут сами составить тексты заданий в соответствии со схемами превращений. toC toC/H2 HNO3( конц) NaOH,
- 24. Окислительно-восстановительные реакции, а не реакции обмена!
- 25. 1. Окислители – соединения железа (III), восстановители – сульфиды, йодиды. При этом катион Fe3+ →Fe2+, сульфид
- 26. 2FeCl3 + Na2S = S↓ + 2FeCl2 +2NaCl 2FeCl3 + H2S = S↓ + 2FeCl2 +
- 27. 2. Окислители – соединения меди (II), восстановители - йодиды. При этом: Cu2+ → Cu+, I- →I2
- 28. 2CuSO4 + 4KI = 2CuI↓ + I2↓+2K2SO4 2CuCl2 + 4KI = 2CuI↓ + I2↓ + 4KCl
- 29. 3. Окислитель – азотная кислота, восстановитель – сульфиды, йодиды, сульфиты. При этом азотная кислота, восстанавливается до
- 30. 8HNO3 (к) + CuS = CuSO4 + 8NO2↑ +4H2O или 4HNO3 (к)+ CuS = S↓ +
- 31. Амфотерные свойства веществ. Сплавление: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2
- 32. Реакции в растворе происходят с образованием комплексных солей: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 [Zn(OH)4] ZnO +
- 33. Cоединения хрома (III) и железа (III) - Cr2O3, Cr(OH)3, Fe2O3, Fe(OH)3. оксиды этих металлов взаимодействуют со
- 34. Гидроксиды Cr (ІІІ) и Fe (ІІІ) взаимодействуя со щелочами в растворе, образуют комплексные соли с координационным
- 35. Ве, Zn, Al взаимодействуют с растворами щелочей : Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] +
- 36. Cпособы разрушения комплексных солей. 1. При действии избытка сильной кислоты получаются две средних соли и вода:
- 37. 2. При действии недостатка сильной кислоты получается средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: Na[Al(OH)4]
- 38. 3. При действии слабой кислоты получается кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: Na[Al(OH)4] +
- 39. 4. При действии углекислого или сернистого газа получается кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид: Na[Al(OH)4]
- 40. 5. При нагревании выделяется вода: Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2H2O
- 42. Скачать презентацию