Реакции
<<  Инструментальные (физические и физико-химические) методы анализа Схематизация опор. Определение реакций  >>
Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций Химия,
Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций Химия,
Цель урока :
Цель урока :
CaCO3
CaCO3
6
6
3
3
ПСО- промежуточная степень окисления
ПСО- промежуточная степень окисления
Окислители
Окислители
Окислители
Окислители
Окислители
Окислители
Восстановители
Восстановители
Восстановители
Восстановители
Составление окислительно-восстановительных реакций
Составление окислительно-восстановительных реакций
Влияние условий среды на изменение степеней окисления химических
Влияние условий среды на изменение степеней окисления химических
Влияние условий среды на степеней окисления химических элементов
Влияние условий среды на степеней окисления химических элементов
C2H5OH +K2Cr2O7 + H2SO4
C2H5OH +K2Cr2O7 + H2SO4
Cr2O3 + KNO3 + KOH
Cr2O3 + KNO3 + KOH
Картинки из презентации «Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций Химия, 11 класс» к уроку химии на тему «Реакции»

Автор: ILnAR. Чтобы познакомиться с картинкой полного размера, нажмите на её эскиз. Чтобы можно было использовать все картинки для урока химии, скачайте бесплатно презентацию «Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций Химия, 11 класс.pptx» со всеми картинками в zip-архиве размером 1054 КБ.

Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций Химия, 11 класс

содержание презентации «Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций Химия, 11 класс.pptx»
Сл Текст Сл Текст
1Составление уравнений окислительно- 12KMnO4 + K2SO3 + H2O = K2SO4 + MnO2 + KOH.
восстановительных реакций Химия, 11 класс. MnO2 + K2SO4 + KOH. +4. +4. 2. 2. 2. 3. 3.
Учитель химии и биологии первой +6. +7.
квалификационной категории Габдуллина 13Восстановление перманганата калия в
Ризида Габдулловна МБОУ- Шадкинской щелочной среде. K2MnO4 + K2SO4 +H2O. KMnO4
средней обще- образовательной школы + K2SO3 + KOH Mn+7 +1e- Mn+6 2
Тюлячин- ского муниципального района Р.Т. пр.восстон-я окислитель S+4 -2e- S+6 1
2Цель урока : Дать определение данному пр.окисления восстановитель Молекулярное
типу реакций Показать алгоритм записи о-в уравнение: KMnO4 + K2SO3 + KOH = K2MnO4 +
реакции Продолжить формирование понятияй K2SO4 + H2O. +4. 2. 2. +7. +6. +6.
процессов окисления и восстановления Дать 14Влияние условий среды на степеней
классификацию о-в реакциям Показать место окисления химических элементов.
о-в реакций в структуре КИМ ах по 15Восстановление дихромата калия в
подготовке кЕГЭ Познакомить учащихся с кислой среде. K2Cr2O7 + FeSO4 +H2SO4 2Cr+6
особенностями протекания о-в реакций в + 6e Cr+32 1 пр.восстановления окислитель
различных средах. Fe+2 -1e Fe+3 6 пр.окисления
3CaCO3 ? CaO + CO2 KCIO3 + P ? P2O5 восстановитель Молекулярное уравнение:
+KCI H2SO4 +BaCI2 ? BaSO4 + HCI. K2Cr2O7+ FeSO4+ H2SO4 ? Fe2(SO4)3
Окислительно-восстановительной является +K2SO4+Cr2(SO4)3+ H2O. Fe2(SO4)3 + K2SO4 +
реакция,уравнение которой. Cr2(SO4)3 + H2O. 6. 7. 3. 7. +2. +3. +3.
46. 2. 5. 3. Установите соответствие +6.
между схемой реакции и степенью окисления 16Хром в щелочной среде окисляется. KCr
восстановителя. 2. +2. А. Б. В. Г. Схема O2 + Br2 +KOH Cr+3 -3e Cr+6 2 пр.окисления
реакции. Степень окисления. +. +2. 0. 0. восстановитель Br02 +2e 2Br- 3
+. -. +2. +. -2. -. -3. 1. +3. А) N H4CI пр.восстановления окислитель Молекулярное
+cuo ?N2 +cu +H2O +HCI. 0. 0. +. -3. Б) n2 уравнение: KCrO2 + Br2 + KOH ? K2CrO4 +
+h2 ? n h3. 3. -3. +2. 0. -2. +4. -2. В) n KBr+ H2O. K2CrO4 + KBr + H2O. 3. 2. 6. 2.
o +o2 ? n o2. 4. +5. +. +. +. +4. -2. -2. 8. 4. 0. +6. +3. -1.
+5. -2. +. +3. -2. Г) N O2 +nao H ?na N O3 17K 2CrO4 +H2S +H2O Cr+6 +3e Cr+3 2
+nan O2. 5. +4. 6. 0. пр.восстановления окислитель S-2 -2e S0 3
53. 5. 1. 3. 2. 4. 1. 2. 1. 3. 6. 7. 3. пр.окисления восстановитель Молекулярное
4. 2. 3. 3. 5. 6. 1. 1. 3. 3. 6. 4. 2. 3. уравнение: K2CrO4 + H2S + H2O ? Cr(OH)3 +
4. 1. 5. 3. 2. №. A. Б. В. Г. 1. 2. 3. 4. S + KOH. Восстановление хромата калия в
5. 6. 7. 8. нейтральной среде. Cr(OH)3 +S +KOH. 2. 3.
6ПСО- промежуточная степень окисления. 2. 2. 2. 4. -2. +3. 0. +6.
ВСО- высшая степень окисления. НСО- низшая 18KCIO3 +KOH +MnO2 CI+5 +6e CI- 1
степень окисления. Основные правила по пр.восстановления окислитель Mn+4 -2e Mn+
составлению Окислительно-восстановительных 3 пр. окисления восстановитель
реакций. ВСО совпадает группу атома. Если Молекулярное уравнение: KCIO3 + KOH+ MnO2
элемент атома проявляет высшую степень ? K2MnO4 + KCI + H2O. Кислородные кислоты
окисления ,.тогда является только галогенов и их соли восстанавливаются до
окислителем. Если элемент атома находится галогеноводородов или галогенидов
в НСО , тогда является только металлов. K2MnO4 + KCI +H2O. 6. 3. 3. 3.
восстановителем. Например,ВСО (N)+5, НСО +4. +6. --1. +5.
(N)-3. -3< ПСО (N)<+5. Если атом 19Галогенид – ионы (CI-,Br-,I-) всегда
элемента имеет промежуточную степень являются только восстановителями и
окисления,то в зависимости от условий окисляются до галогенов. HBr+H2SO4 2Br-
протекания химических реакций может быть и -2e Br02 пр.окисления восстановитель S+6
окислителем и восстановителем. +2e S+4 пр.восстановления окислитель
7Окислители. Сильные F2, O2, O3, H2O2, Молекулярное уравнение: HBr +H2SO4 ? Br2
Cl2 HClO, HClO3, H2SO4, HNO3 Царская водка +SO2+ H2O. Br2 +SO2 + H2O. 2. 2. +6. 0.
NO2 KMnO4, MnO2 K2Cr2O7, CrO3 PbO2. Слабые +4. -1.
I2, Br2, SO2 HNO2 Соединения Fe3+. 20PbS + H2O2 ? PbSO4 +H2O. S-2 -8e S+6 1
8Восстановители. Слабые Слабые пр.Окисление восстановитель. O2-1 +2e 2O-2
металлы(Pb, Cu, Ag, Hg) HCl SO2 HNO2 4 пр.Восст-е окислитель. PbS + H2O2 ?
Альдегиды, спирты, муравьиная кислота, PbSO4+ H2O. H2O2 (пероксид водорода)-
щавелевая кислота, глюкоза. Сильные сильный окислитель. Молекулярное
Щелочные металлы Mg, Al, H2 HI и йодиды уравнение: 4. 4. -2. -2. -1. +6.
HBr и бромиды H2S и сульфиды NH3, PH3, 21H2O2 (перекись водорода)-
H3PO3 C, CO Соединения Fe2+, Cr2+. восстановитель. KMn O4 +H2O2 +H2SO4 ? Mn
9Составление SO4 +K2SO4 +O 2 + H2O. Mn+7 +5e mn+2 2
окислительно-восстановительных реакций. пр.Восстановления окислитель. 2O-1 -2e O02
Методом электронного баланса. Методом 5 пр.Окисления восстановитель.
ионно-электронного баланса (метод Молекулярное уравнение: KMnO4 + H2O2 +
полуреакций). H2SO4 ? MnSO4 +K2SO4 + O2 + H2O. 2. 5. 5.
10Влияние условий среды на изменение 2. 3. 2. +7. -1. +2. 0.
степеней окисления химических элементов. 22Окисление органических веществ.
11MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O. KMnO4 + KI + (C8)H10+KMnO4+H2SO4. (C7) H6O2 +C
H2SO4 Mn+7 + 5e- Mn+2 2 пр. восстан-я O2+K2SO4+Mn SO4 +H2O. C6H5CH2CH3+ KMnO4+
окислитель 2I-1 - 2e- I20 5 пр. окисления H2SO4. C6H5COOH+ CO2+ K2SO4+ MnSO4+ H2O.
восстановитель Молекулярное уравнение: Mn+7 +5e mn+2 12 пр.Восст-я окислитель.
KMnO4 + KI + H2SO4 = MnSO4 + I2+ K2SO4+ (8C)-10 -12e (7C)-2 +C+4 5 пр.Окисления
H2O. Восстановление перманганата калия в восстановитель. Молекулярное уравнение: 5.
кислой среде. 2. 2. 10. 8. 5. 6. 8. -1. 12. 18. 12. 5. 5. 6. 3. -10. +. +7. -2.
+2. 0. +7. +6. +6. -2. +. +4. +2.
12Восстановление перманганата калия в 23C2H5OH +K2Cr2O7 + H2SO4 ? ? Задание
нейтральной среде. KMnO4 + K2SO3 + H2O для самостоятельной работы.
Mn+7 + 3e- Mn+4 2 пр.восстановления 24Cr2O3 + KNO3 + KOH ? ? Домашняя
окислитель S+4 – 2e- S+6 3 пр. окисления работа.
восстановитель Молекулярное уравнение:
Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций Химия, 11 класс.pptx
http://900igr.net/kartinka/khimija/sostavlenie-uravnenij-okislitelno-vosstanovitelnykh-reaktsij-khimija-11-klass-261784.html
cсылка на страницу

Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций Химия, 11 класс

другие презентации на тему «Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций Химия, 11 класс»

«Формулы химических реакций» - М. В. Ломоносов. Перед формулой простого вещества можно увеличить в несколько раз коэффициент . Алгоритм составления химических уравнений. Если в схеме реакции есть формула соли, то вначале уравнивают число ионов образующих соль. Химические уравнения. Закон сохранения массы веществ.

«Реакции веществ» - Из опыта использования интерактивной доски на уроках химии. Почему? Признак химической реакции: изменение цвета вещества с оранжевого на металлический. NaCl. 6 класс «Металлы и неметаллы»». Напишите уравнения реакций получения сульфата алюминия. Киноварь сульфид ртути (ii). Алюминий. С + o2 = co2. Кислород.

«Классификация реакций» - Реакция взаимодействия сахара с концентрированной серной кислотой. Обратимые реакции в данных условиях протекают одновременно в двух противоположных направлениях. Взаимодействие щелочного металла кальция с водой: S (ромбическая) <=> S (пластическая). Реакция соединения кислотного оксида фосфора(V) с водой:

«Типы химических реакций» - Реакция, протекающая между простыми и сложными веществами, при которой атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе, называется реакцией замещения. Обратимые реакции -химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном) Например: 3H2 + N2 ? 2NH3 Лабораторная работа.

«Химические реакции практическая работа» - Исследовать условия протекания реакций до конца. Н2 – Газ , без цвета, запаха, легче воздуха. Получить водород. 2) В промышленности используется как восстановитель 3) Экологически чистое топливо. Признаки химических реакций. Сжечь в О2 уголь и серу. ТБ при нагревании веществ. О2 является сильным окислителем.

Реакции

28 презентаций о реакциях
Урок

Химия

65 тем
Картинки
900igr.net > Презентации по химии > Реакции > Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций Химия, 11 класс