Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)
Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.
Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.
Метод электронного баланса
В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .
В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.
1) Составить схему реакции:
Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO4 — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):
Найдем степень окисления элементов:
Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.
3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.
S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления
Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления
Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:
- Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
- Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.
Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:
4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления
Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.
Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.
По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.
В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO4 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO3 2- → 5SO4 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO4 2- — 5SO4 2- = 3SO4 2- .
Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:
Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты
6H + + 3O -2 = 3H2O
Окончательный вид уравнения следующий:
Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.
Ионно-электронный метод (метод полуреакций)
Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.
При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).
При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:
H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H2O – нейтральная среда.
Пример 1.
Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.
1) Составить схему реакции:
Записать исходные вещества и продукты реакции:
2) Записать уравнение в ионном виде
В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:
SO3 2- + MnO4 — + 2H + = Mn 2+ + SO4 2- + H2O
3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.
В приведенной реакции окислитель — MnO4 — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO4 — , который, соединяясь с H + образует воду:
MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O
Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO4 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO3 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :
SO3 2- + H2O — 2e — = SO4 2- + 2H +
4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя
Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:
MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O |2 окислитель, процесс восстановления
SO3 2- + H2O — 2e — = SO4 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления
5) Просуммировать обе полуреакции
Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:
2MnO4 — + 16H + + 5SO3 2- + 5H2O = 2Mn 2+ + 8H2O + 5SO4 2- + 10H +
Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:
2MnO4 — + 5SO3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO4 2- + 3H2O
6) Записать молекулярное уравнение
Молекулярное уравнение имеет следующий вид:
Пример 2.
Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.
В ионном виде уравнение принимает вид:
Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO4 — , а восстановителем SO3 2- .
В нейтральной и слабощелочной среде MnO4 — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО2. SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.
Полуреакции имеют следующий вид:
MnO4 — + 2H2O + 3e — = MnО2 + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления
SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O |3 восстановитель, процесс окисления
Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:
Пример 3.
Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.
В ионном виде уравнение принимает вид:
В щелочной среде окислитель MnO4 — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО4 2- . Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.
Полуреакции имеют следующий вид:
MnO4 — + e — = MnО2 |2 окислитель, процесс восстановления
SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O |1 восстановитель, процесс окисления
Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:
Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.
Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции
Метод электронного баланса
Составляя любое уравнение химической реакции, следует соблюдать закон сохранения масс веществ — кол-во атомов в исходных веществах (левая часть уравнения) и в продуктах реакции (правая часть уравнения) должны совпадать.
Составляя уравнения окислительно-восстановительных реакций, следует также следить за суммой зарядов, которые у исходных веществ и в продуктах реакции должны быть равны.
В уравнениях ОВР в левой части обычно указывают первым вещество-восстановитель (отдает электроны), а затем — вещество-окислитель (принимает электроны); в правой части уравнения первым указывают продукт окисления, затем восстановления, а потом другие вещества, если они имеются.
Главное требование, которое необходимо соблюдать при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, — кол-во электронов, которое отдал восстановитель, должно быть равно кол-ву электронов, принятых окислителем.
В основе метода электронного баланса лежит сравнение степеней окисления в исходных веществах и продуктах реакции, что подразумевает тот факт, что, составляющий уравнение ОВР методом электронного баланса, должен знать, какие вещества образуются в ходе реакции.
Примеры составления уравнений ОВР методом электронного баланса
1. Составить уравнение реакции алюминия с углеродом.
- Al+C → Al4C3
- В первую очередь, определяются элементы, меняющие свои степени окисления:
Al 0 +C 0 → Al4 +3 C3 -4 - Атом алюминия в ходе реакции отдает 3 электрона, меняя свою степень окисления с 0 на +3
Al 0 → Al +3
1Al 0 -3e — → 1Al +3 - Атом углерода принимает 4 электрона, меняя свою степень окисления с 0 на -4
C 0 → C +4
1C 0 +4e — → 1C -4 - Поскольку, число отданных и принятых электронов между атомами должно совпадать, следует сбалансировать уравнение, подобрав множители, для этого кол-во отданных алюминием электронов, записывают в схему реакции углерода, а кол-во электронов, принятых углеродом — в схему реакции алюминия:
- В итоге, алюминий отдает 4·3=12 электронов;
- углерод принимает 3·4=12 электронов
- Осталось определить стехиометрические коэффициенты, которые необходимо проставить перед формулами веществ, чтобы уравнять кол-во их атомов в левой и правой части уравнения;
- Кол-во атомов алюминия, вступающих в реакцию:
4·1Al 0 =4Al 0 - Кол-во атомов углерода, вступающих в реакцию:
3·1C 0 =3C 0 - Окончательный вид уравнения:
4Al 0 +3C 0 = Al4 +3 C3 -4
2. Составить уравнение реакции азотной кислоты с йодом.
- Схема реакции:
HNO3+I2 → HIO3+NO+H2O - Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
HN +5 O3+I2 0 → HI +5 O3+N +2 O+H2O - Азот меняет степень окисления с +5 на +2 — принимает 3 электрона, и является окислителем:
N +5 → N +2
N +5 +3e — → N +2 - Йод меняет степень окисления с 0 на +5 — отдает 5 электронов, и является восстановителем, но, поскольку молекула йода двухатомна, то в схеме она записывается в молекулярном виде, а кол-во отдаваемых электронов соответственно удваивается:
I2 0 → 2I +5
I2 0 -10e — → 2I +5 - Уравниваем заряды:
- Было до реакции 10·1N +5 =10N +5 , после реакции образовалось: 10·1N +2 =10N +2
- В реакцию вступило всего 6 атомов йода (3·2) или три молекулы 3I2, после реакции образовалось 3·2I +5 =6I +5 ;
- Расставляем найденные коэффициенты:
10HNO3+3I2 = 6HIO3+10NO+2H2O
3. Составить уравнение реакции соляной кислоты (концентрированной) с оксидом марганца (IV).
- HCl+MnO2 → Cl2+MnCl2+H2O
- HCl -1 +Mn +4 O2 → Cl2 0 +Mn +2 Cl2+H2O
- Соляная кислота является восстановителем, оксид марганца — окислителем.
- Атом хлора отдает свой электрон, но в правой части нулевой заряд имеет молекула хлора, состоящая из двух атомов, поэтому, для ее получения нужны 2 электрона от двух атомов хлора:
Cl -1 → Cl2 0
2Cl — -2e — → Cl2 0 - Атом марганца получает 2 электрона, снижая свою степень окисления с +4 до +2:
Mn +4 → Mn +2
Mn +4 +2e — → Mn +2 - Поскольку, хлор отдает два электрона, а марганец эти же два электрона принимает, оба коэффициента будут равны 2, и их можно сократить:
- Получаем уравнение, отличающееся от исходного только стехиометрическим коэффициентом 2, который стоит перед формулой соляной кислоты (два атома хлора отдают по одному электрону):
2HCl+MnO2 → Cl2+MnCl2+H2O - Осталось найти стехиометрические коэффициенты для остальных веществ, чтобы уравнять левую и правую части уравнения.
- В левой части уравнения 2 атома хлора, в правой — 4, чтобы уравнять атомы хлора, перед формулой соляной кислоты ставим 4, но, теперь в правой части уравнения получается на 2 атома водорода меньше, чтобы уравнять атомы водорода, перед молекулой воды ставим коэффициент 2 — теперь кол-во всех атомов в левой части и в правой части уравнения одинаково:
4HCl+MnO2 → Cl2+MnCl2+2H2O - Ионное уравнение реакции:
4H + +4Cl — +MnO2 = Cl2+Mn 2+ +2Cl — +2H2O
4. Составить уравнение реакции сероводорода с раствором калия перманганата в кислой среде.
- Схема реакции:
H2S+KMnO4+H2SO4 → S+MnSO4+K2SO4+H2O - Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
H2S -2 +KMn +7 O4+H2SO4 → S 0 +Mn +2 SO4+K2SO4+H2O - Сера меняет свою степень окисления с -2 до 0, т.е., отдает 2 электрона (сероводород — восстановитель):
S -2 → S 0
S -2 -2e — → S 0 - Марганец меняет свою степень окисления с +7 до +2, т.е., принимает 5 электронов (калия перманганат — окислитель):
Mn +7 → Mn +2
Mn +7 +5e — → Mn +2 - Электронные уравнения:
- 5H2S+2KMnO4+H2SO4 = S+MnSO4+K2SO4+H2O
- 5H2S+2KMnO4+3H2SO4 = 5S+2MnSO4+K2SO4+8H2O
- Ионное уравнение:
5H2S+2MnO4 — +6H + = 5S+2Mn 2+ +8H2O
Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:
Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе
Урок химии в 11-м классе по теме «Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций различными способами»
Разделы: Химия
Цели урока:
- углубить знания по составлению уравнений ОВР методом электронного баланса;
- изучить ионно-электронный метод составлению уравнений ОВР, показать его преимущества в формировании умений прогнозирования направления протекания ОВР в растворах.
- закрепить умения по составлению уравнений ОВР, протекающих в различных средах;
Познакомить учащихся ещё с одним способом составления уравнений ОВР.
Оборудование и реактивы:
Тип урока: усвоение новых знаний с применением имеющихся знаний и умений с последующим обобщением и систематизацией.
Методы.
План урока.
1. Актуализация знаний.
Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или лишь частично, оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче или присоединении электронов.
Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. С ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение и брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щёлочи, кислоты и другие ценные продукты. Они лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу 20-го века была создана электронная теория окислительно-восстановительных процессов.
Повторение основных теоретических понятий темы: ОВР, окислители, восстановители, процессы окисления и восстановления. (Слайд 4). Презентация
Какие химические реакции относятся к окислительно-восстановительным, мы узнали в 8 классе, тогда же научились составлять уравнения этих реакций методом электронного баланса. В последствии, в 9 и 10 классе, мы отмечали, что в любой ОВР один из участников – восстановитель отдает электроны, окисляется, то есть повышает свою степень окисления, а другой – окислитель принимает электроны, восстанавливается, то есть понижает степень окисления. Поэтому, если оба её участника находятся в высшей (окислители: КМn +7 О4 + HN +5 O3) или низшей степени окисления (восстановители: H2S -2 + HCl -1 ), то реакция невозможна.. Если же один из участников может повысить, а другой понизить свои степени окисления, реакция в принципе возможна (HCl -1 + HN +5 O3—>).
Поэтому, прежде чем написать уравнение реакции, протекающей в смеси заданных веществ, нужно ответить на следующие вопросы:
- Возможна ли в принципе ОВР между данными веществами?
- Если да, то установить продукты реакции.
- Подобрать коэффициенты в уравнении реакции.
Задание №1. Определите, возможна ли в принципе ОВР между данными веществами? Если да, то определите восстановитель и окислитель в реакции. (Слайд 5)
Выполнение лабораторных опытов.
Вывод после проведения опытов: к ОВР обязательно относятся все реакции замещения и реакции, в которых присутствуют простые вещества.
2. Составление уравнений ОВР методом электронного баланса, его недостатки.
Метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисления в исходных и конечных веществах, когда известны все исходные вещества и продукты реакции. (Слайд 6) Этот метод хорошо знают и используют все учащиеся при расстановке коэффициентов. И данным методом действительно удобно пользоваться и в неорганической и органической химии, конечно, если даны полные схемы реакций.
Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса. (Приложение 1)
Работа у доски: (Слайд 7)
1. Записать схему реакции:
2. Определить, атомы, каких элементов изменяют степень окисления:
3. Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления:
4. Умножить полученные электронные уравнения на наименьшие множители для установления баланса по электронам:
5. Перенести множители из электронных уравнений в молекулярное уравнение реакции:
6. Проверить выполнение закона сохранения массы (число атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым) и, если требуется, ввести новые или изменить полученные коэффициенты:
Вывод: Данным способом расстановки коэффициентов удобно пользоваться, если известны исходные вещества и продукты реакции, т.е. даны полные схемы реакций.
3. Ионно-электронный метод составления уравнений ОВР, его преимущества.
Если ОВР протекает в водных растворах и участники реакции не очевидны, то удобнее использовать метод электронно-ионного баланса (другое название – метод полуреакций). А именно такие схемы реакций, в которых не известны некоторые исходные вещества и продукты реакции, даны в заданиях С1 единого государственного экзамена. Сегодня мы познакомимся с особенностями протекания ОВР в водных растворах, научимся определять продукты реакции, используя специфический для таких реакций метод составления их уравнений. (Слайд 8).
Метод полуреакций, или ионно-электронный метод составления ОВР заключается в том, что для окислительных и восстановительных процессов в отдельности записываются уравнения полуреакций. Затем их уравнивают отдельно, умножают на коэффициенты, чтобы получить общее уравнение, в котором соблюдены законы сохранения массы и заряда, и складывают. Метод на первый взгляд кажется громоздким, но он имеет жесткий алгоритм исполнения, что удобно и полезно.
Алгоритм составления уравнения ОВР методом электронно-ионного баланса
- Составить перечень веществ и частиц, присутствующих в системе до начала реакции.
- Найти среди них окислитель и восстановитель; определить реакцию среды.
- Составить уравнение полуреакции окислителя.
- Составить уравнение полуреакции восстановителя.
- Уравнять число принятых и отданных электронов.
- Составить ионное уравнение.
- Составить молекулярное уравнение.
Составляя этим методом уравнений ОВР, необходимо учитывать следующие основные правила:
1) при составлении уравнений полуреакций можно использовать только те вещества и частицы, которые присутствуют в данной системе;
2) продуктами полуреакций могут быть только те вещества и частицы, которые устойчивы в данной системе;
3) при составлении уравнения полуреакции окислителя нельзя использовать частицы восстановителя и, наоборот, при составлении уравнения полуреакции восстановителя нельзя использовать частицы окислителя.
Рассмотрим взаимодействие дихромата калия К2Сг207 с соляной кислотой. (Работа у доски)
1. Запишим в левой части уравнения формулы исходных веществ.
Для создания в растворах кислой среды обычно пользуются серной кислотой. Соляная и азотная кислоты применяются редко, так как первая (НСl) способна окисляться, а вторая (НNО3) сама — сильный окислитель.
2. Определим окислитель и восстановитель.
Ион Сг207 2- , содержащий хром в его высшей степени окисления, может быть только окислителем. В кислой среде степень окисления хрома понижается — он восстанавливается в Сг 3+ . Ионы С1 — могут только окисляться – он восстановитель.
3. Составим схемы электронно-ионных уравнений полуреакций для процессов окисления и восстановления.
Полуреакция окисления: 2СГ — 2е = С12.
Полурсакция восстановления. Начинать подбор ее коэффициентов следует с уравнивания числа атомов элемента, который меняет свою степень окисления, в данном случае — хрома: Сг207 2- —> 2Сг 3+ .
4. Проверим число атомов кислорода в каждом уравнении полуреакции слева и справа и уравняйте их. Уравниваем число атомов кислорода. Они превращаются в молекулы воды, степень окисления кислорода в которых та же, что и в Сг207 2- . Для этого необходимо в левую часть добавить ионы Н + , которые заведомо имеются в растворе (среда кислая): Сг207 2- + 14Н + = 2Сг 3+ + 7Н20.
Одновременно с атомами кислорода при этом уравнивается и число атомов водорода.
5. Проверим число атомов каждого элемента в левой и правой частях схем уравнений окисления и восстановления.
6. Проверим равенство сумм зарядов до и после реакции, в соответствии с законом электронейтральности — суммарное число зарядов продуктов реакции должно быть равно
суммарному числу зарядов исходных веществ.
В нашей записи суммарный заряд всех ионов слева +12, а справа +6, поэтому для баланса нужно добавить в левую часть нашего выражения 6 электронов, каждый из которых несет заряд — 1. В результате получим уравнение: Сг207 2- + 14Н + + бе = 2Сг 3+ + 7Н20.
7. Подберем коэффициенты для окислителя и восстановителя согласно закону сохранения энергии (материи) — общее число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем, должно быть равным.
8. Суммируйте правые и левые части электронно-ионных уравнений, предварительно умножив соответствующие части на подобранные коэффициенты. Сг207 2 — + 14Н + + 6СГ = 2Cr 3+ + 7Н20 + ЗС12,
9. Сократим подобные члены в правой и левой частях уравнения.
10. Перепишем ионное уравнение.
11. По ионному уравнению составим молекулярное, для этого необходимо в правой и левой частях уравнения каждому аниону приписать соответствующее число катионов, а
каждому катиону приписать соответствующее число анионов. Скомпонуйте ионы в молекулы.
В данном случае источником ионов Сг207 2- была соль К2Сг207, поэтому с каждым молем Сг207 2- в раствор попадает 2 моль ионов К + . В реакции они участия не принимают, поэтому в неизмененном виде должны перейти в правую часть. Вместе с 14 моль ионов Н + в раствор вносится 14 моль ионов СГ. Из них 6 участвует в реакции в качестве восстановителя, а остальные 8, как и ионы К + , в неизмененном виде остаются после реакции, т. е. дописываются в правую часть. Проделав это, получим:
Сг207 2- + 14Н + + 6СГ + 2К + + 8С1 — = 2Сг 3+ + 7Н20 + ЗС12 + 2К + + 8С1 —
После этого можно объединить ионы в формулы реальных веществ:
Преимущества электронно-ионного метода:
1. Рассматриваются реально существующие ионы:
2. Не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются при его выводе.
3. При использовании этого метода нет необходимости определять степени окисления атомов отдельных элементов, что особенно важно в случае ОВР, протекающих с участием органических соединений, для которых подчас очень сложно сделать это.
4. Этот метод дает не только сведения о числе электронов, участвующих в каждой полуреакции, но и о том, как изменяется среда.
5. Сокращенные ионные уравнения лучше передают смысл протекающих процессов и позволяют делать определенные предположения о строении продуктов реакции.
6. Видна роль среды как активного участника всего процесса.
Самостоятельная работа (15 мин.): (Слайды 11, 12, 13, 14)
Закрепление. Составьте уравнение одной из 2 предложенных ОВР ионно-электронным методом или методом электронного баланса.
(Анализ самостоятельной работы показал, что с работой справились все учащиеся, отдавая предпочтение ионно-электронному методу подбора продуктов реакции и коэффициентов).
Вывод: Если в ОВР не указаны продукты реакции, то удобнее использовать метод электронно-ионного баланса, который позволяет подобрать их, используя четкий алгоритм исполнения, что удобно и полезно.
Домашнее задание: (Слайд 15, 16)
Задание 2. Используя метод электронного баланса (или метод электронно-ионного баланса), составьте уравнения любых 3 реакций.
Определите окислитель и восстановитель.
Вывод по итогам занятия: Учащиеся проявляют повышенный интерес к данной теме, они осознают важность и необходимость владения рассмотренным материалом, понимают, что полученные знания помогут им успешно выполнить задания ЕГЭ.
Анализ самостоятельной работы показал, что с работой справились все учащиеся, отдавая предпочтение ионно-электронному методу подбора продуктов реакции и коэффициентов.
http://prosto-o-slognom.ru/chimia_ovr/08_metod_elektronnogo_balansa.html
http://urok.1sept.ru/articles/622215