Пояснительная записка Данный курс, предназначенный для учащихся 9-11-х классов химико-биологического профиля, разработан с использованием технологии опережающего обучения и опорных схем,

«Сдаём ЕГЭ на «отлично!» ОВР – без проблем! (9 класс) Пояснительная записка Данный курс, предназначенный для учащихся 9–11-х классов химико-биологического профиля, разработан с использованием технологии опережающего обучения и опорных схем, так как рассматривая схему или составляя ее совместно с учителем, ученик не просто запоминает информацию, он учится образно мыслить, зашифровывать и расшифровывать знаки, выискивать смысл, логически рассуждать, проявлять свои творческие способности – это то, что требуется от выпускника при выполнении заданий В3, С1 и С2. С окислительно-восстановительными реакциями связана жизнь лю­бого живого существа: процессы обмена веществ, фотосинтез, гниение и брожение, то что ребята знают из курса биологии. Круговороты азота, уг­лерода и кислорода в природе это то же окислительно-восстановительные реакции. Данные реакции протекают при сгорании топлива, в процессе коррозии металлов, при электролизе. Однако ОВР изучают в обязательном курсе химии недостаточно полно: не рассматривается их классификация, составление уравнений методом электронно-ионного баланса, количественные характеристики окислительно-восстановительных процессов; мало внимания уделяется влиянию среды на характер протекания этих реакций, окислительно-восстановительным свойствам соединений серы(IV) и серы(II), марганца, хрома, перокcида водорода. Тема «Окислительно-восстановительные реакции» традиционно важна, важна при подготовке к ЕГЭ, так как несколько лет подряд окислительно-восстановительные реакции включа­ются в задания части С.и в то же время ее изучение вызывает у учащихся определенные трудности. В связи с вышеизложенным разработан данный курс, предназначенный для учащихся 9–11-х классов химико-биологического профиля. В условиях быстро развивающегося общества задачи, стоящие перед системой образования, претерпевают заметные изменения. Учитель теперь уже не просто источник информации, и обучить – не главная его цель. Он должен стать для школьника проводником в мир знаний, опорой в становлении личности. И учитель химии в своей деятельности не может ограничиваться только лишь стремлением выдать набор знаков и формул, научить решать задачи, составлять уравнения химических реакций. Необходимо создать такие условия, чтобы у школьников возникла мотивация к изучению химии, чтобы они сами захотели узнавать новое. Для этого нужно прежде всего вызвать интерес к изучаемому материалу. Сухое изложение теории, непонятные знаки и символы вызывают неприятие даже у взрослого человека. Подростки же в силу своих физиологических особенностей не способны подолгу концентрировать внимание на одном объекте, быстро утомляются и теряют интерес к предмету. Используя свойства ассоциативного мышления, применяя законы логики, необычно структурируя и систематизируя материал в виде вербально – графических опорных схем, которые впервые в 1956 г. предложил известный донецкий учитель В.Ф. Шаталов, можно сделать его увлекательным и легко запоминающимся. Яркие образы, подкрепленные словом учителя, прочно откладываются в памяти учащегося. Рассматривая схему или составляя ее совместно с учителем, ученик не просто запоминает информацию, он учится образно мыслить, зашифровывать и расшифровывать знаки, выискивать смысл, логически рассуждать, проявлять свои творческие способности. Хорошо продуманная учителем графическая схема записи изучаемого материала позволяет расчленить сложный вопрос на ряд пунктов, выразить их в условной форме, заострить внимание слушателей на существе проблемы, дать синтетическое представление об изучаемой категории и охватить все выделенные моменты в их целостности. Мною были разработаны опорные схемы для изучения школьного курса химии. Они отличаются от опорных сигналов В.Ф. Шаталова, прежде всего, понятностью и доступностью для самостоятельного использования школьниками при закреплении материала или подготовке к экзамену. В качестве примера приведу опорные схемы по теме «Окислительно-восстановительные реакции в неорганической химии», «Электролиз», на изучении которых основана программа, рассчитанная на 18 часов. Курс предпочтительнее прово­дить во втором полугодии, так как к этому времени учащиеся имеют большой объем знаний, начинают знакомство с органической химией. Цели: Систематизировать, углубить и расширить знания уча­щихся о сущности окислительно-восстановительных реакций, их практическом значении, самых известных окислителях и восстано­вителях, о влиянии среды на характер протекания ОВР. Научить правильно классифицировать окислительно-восстановительные реакции, решать задачи. Составлять любые уравнения ОВР, используя методы: электронного баланса, электронно-ионный, кислородный. Сформировать представление у учащихся о процессе электролиза, научить составлять уравнения анодных и катодных процессов, расширить представления о коррозии металлов. Подготовить учащихся к сдаче ЕГЭ. Планируемые результаты обучения Обучающиеся должны знать\понимать: состав неорганических и органических окислителей и восстановителей; влияние среды на протекание ОВР; внешние признаки ОВР; основные продукты окислительно-восстановительных процессов; ОВ процессы в живой природе; основы электрохимии. уметь: предсказывать течение ОВР; определять окислитель и восстановитель в уравнениях химических реакций; использовать различные способы составления ОВР; проводить химические реакции между окислителями и восстановителями в различных средах; объяснять сущность электролиза расплавов и растворов, составлять соответствующие уравнения реакций; решать комбинированные задачи; распознавать окислительно-восстановительные процессы в живой природе; использовать приобретенные знания и умения в практической деятельности и повседневной жизни для: понимания проблем, стоящих перед человечеством: экологических, энергетических и сырьевых; объяснения химических явлений, происходящих в природе, быту и на производстве; экологически грамотного поведения в окружающей среде; безопасной работы с веществами в лаборатории, быту и на производстве; определения возможности протекания химических превращений в различных условиях и оценки их последствий; критической оценки достоверности химической информации, поступающей из различных источников. Учебно-тематический план № Темы Всего часов 1. Сущность окислительно-восстановительных реакций 3 2 Методы составления уравнений ОВР 3 3. Уравнения ОВР, идущие с участием марганца, хрома и их соединений, азотной и серной кислоты, соединений серы, галогенов и их соединений (решение заданий С1 и С2 ЕГЭ) 7 4. Электролиз 3 5. Контрольная работа (решение заданий С2) 2 Итого 18 Содержание программы Тема 1. Сущность окислительно-восстановительных реакций Теория ОВР. Степень окисления. Значения степени окисления атомов химических элементов определение степени окисления химического элемента по формулам, в ионах. Степень окисления и валентность.(1 ч). Классификация реакций в свете электронной теории: межмолекулярное окисление-восстановление, внутримолекулярное окисление-восстановление, диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление). Опорные понятия теории ОВР. Важнейшие восстановители и окислители (2 ч). Тема 2. Методы составления уравнений ОВР Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса (повторение изученного), упражнения (1 ч). Использование метода электронного баланса для реакций: межмолекулярного окисления-восстановления, внутримолекулярного окисления-восстановления (1 ч); диспропорционирования (1 ч). Тема 3. Уравнения ОВР, идущие с участием марганца, хрома и их соединений, азотной и серной кислоты, соединений серы, галогенов и их соединений Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца в различных средах (1 ч). Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома в различных средах (1 ч). Окислительные свойства серной кислоты, окислительно-восстановительные свойства соединений серы(IV), восстановительные свойства соединений серы(II) (1 ч). Окислительные свойства азотной кислоты (1 ч). Окислительно-восстановительные свойства галогенов и их соединений(1ч) Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронно-ионного баланса (полуреакций), упражнения (1ч). Тема 4. Электролиз. Сущность электролиза. Электролиз расплавов и растворов на различных электродах. Количественные характеристики электролиза. Практическое использование электролиза. (2ч) Практическое занятие Составление уравнений реакций, протекающих на различных электродах в расплавах и растворах веществ. Решение заданий части В3 КИМов ЕГЭ.(1ч) Тема 5. Контрольная работа. Выполнение заданий ЕГЭ части С2. (1ч) УРОК 1. Степень окисления. Значения степени окисления атомов химических элементов Какими правилами следует руководствоваться, чтобы определить степень окисления. Правило 1. Изолированные атомы химических элементов имеют степень окисления, равную 0. 0 0 0 0 0 Например, Cl 2, Na, He, O2, Cu. Правило 2. Простые вещества имеют степень окисления, равная 0. 0 0 0 0 0 Например, N2, Cu, O3, Cl2, Na. Правило 3. Водород в соединениях имеет степень окисления, равную +1. +n -1 Исключения: гидриды металлов M Hn : +1 -1 M H , где M- щелочные металлы, +2 -1 M H2 , где M- щелочноземельные металлы, +3 -1 M H3 , например,AlH3. Примеры. +1 +1 +1 +1 +1 H2O,H3N,H2Se,H3AsO4,Ra(OH)2 Правило 4. Кислород в соединениях имеет степень окисления, равную -2. Исключения: +2 - OF2- фторид кислорода; + -1 H2O 2- пероксид водорода; + -1 M 2O 2- пероксиды щелочных металлов (например, Na 2O 2); +2 -1 MO 2- пероксиды щелочноземных металлов (например, CaO 2,BaO 2); + -1/2 MO 2- надпероксиды щелочных металлов (например, Na O 2,KO 2); Примеры. -2 -2 -2 -2 -2 SrO,Cr2O3,SeO2,RbOH, HPO3 Правило 5. Фтор в соединениях имеет степень окисления, равную -1. -1 -1 -1 -1 -1 - 1 Примеры. HF,CaF2,SiF4,XeF6,ClF3,CCl2F2 Правило 6. Щелочные металлы (главная подгруппа I группа) в соединениях имеют степень окисления, равную +1. +1 +1 +1 Примеры. Na2S,K2O,LiOH Правило 7. Щелочноземельные металлы (главная подгруппа II группы,Ca-Ra) и Mg в соединениях имеют степень окисления +2. +2 +2 +2 Примеры. CaF2,MgO,Ba(OH)2 Правило 8. Алюминий в соединениях имеет степень окисления +3 +3 +3 +3 Примеры. Al2O3, Al(OH)3, Al2S3. Вывод : Высшая положительная степень окисления большинства элементов численно равна номеру группы таблицы элементов, в которой он находится; Низшая отрицательная степень окисления элемента – неметалла определяется числом электронов, которых недостает для заполнения валентного слоя, т.е. s- и p- орбиталей. Отрицательная степень окисления углерода равна -4, азота - -3, кислорода - -2, фтора - -1. Пример. + Х -2 HClO3 +1+х+(-2х3)=0 Х-5=0 Х=+5 -------------- +1+5-6 = 0 + х -2 Задание 1. Определите степени окисления элементов в заданных формулах бинарных соединений. Назовите вещества, формулы которых: SiF4,P2O3,As2O5,CaH2,Li3N,OsF8,SiCl4,H3P,SCl4,PCl3,H4C,H3As,SF6,SnBr4,AlN, Sb2O5,K2O4. Задание 2. Определите степени окисления элементов в соединениях, формулы которых: NH4Cl,KCrO2,Fe(OH)2,BaHPO4,AlOHCl2,K2MnO4,HClO3,CuCO3·Cu(OH)2, NaAsO2, NH4HSO3,K2CrO4,NH4ClO4 Определение степени окисления элементов в ионах. х -2 - (MnO4) Х+(-2х4) = -1 Х-8=-1 Х=+7 х -2 4- (P2O7) 2х + (-2х7) = -4 2х=10 Х=+5 Задание. Определите степень окисления элементов в ионах: 2- 2- + - - - 2- 3- - Cr2O7,SO3 ,NH4,ClO3,BrO2,BrO,CrO4,AsO4,BrO4. Урок№2,3 Классификация окислительно – восстановительных реакций Окислительно – восстановительные реакции межмолекулярные внутримолекулярные реакции реакции реакции дисмутации (диспропорционирования) Межмолекулярные реакции: частицы – доноры электронов (восстановители) – и частицы – акцепторы электронов (окислители) – находятся в разных веществах. +7 +4 +4 +6 2KMn04+5Na2S03+H20=2Mn02+3Na2S04+2K0H Окислитель Восстановитель (К этому типу относится большинство рассмотренных ранее ОВР.) Внутримолекулярные реакции: донор электронов – восстановитель – и акцептор электронов – окислитель – находятся в одном и том же веществе. Примеры Реакции термического разложения. +7 -2 +6 +4 1.2KMnO4→K2MnO4+MnO2+O2↑ Окислитель, восстановитель +5 -2 +4 0 2.4HNO3→4NO2↑+O2↑+2H2O Окислитель, восстановитель +5 -2 +3 0 3.2NaNO3→2NaNO2+O2↑[...до Mg] Окислитель, восстановитель +5 -2 +4 0 4.2Pb(NO3)2→2PbO+4NO2+O2↑[от Mg до Cu] Окислитель, восстановитель +1 +5 -2 0 +4 0 5.2AgNO3→2Ag+2NO2+O2↑[после Cu] Реакция дисмутации, или диспропорционирования, или самоокисления – самовосстановления: атомы одного и того же элемента в веществе выполняют одновременно функции и доноров электронов (восстановителей) и акцепторов электронов (окислителей). Эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы химических элементов в промежуточной степени окисления. Примеры . Реакции диспропорционирования (дисмутации) Хлор, бром растворяются в воде и растворах щелочей при комнатной температуре и нагревании: хол. р-р Cl2+NaOH NaCl+NaClO+H2O гор. р-р Cl2+NaOH NaCl+NaClO3+H2O хол. р-р Cl2+H2O HCl+HClO+H2O гор. р-р Cl2+H2O HCl+HClO3+H2O хол. р-р Br2+Ca(OH)2 гор. р-р Br2+Ca(OH)2 S+Ba(OH)2→BaS+BaSO3+H2O P+KOH+H2O→KH2PO2+PH3 P4+Ba(OH)2+H2O→Ba(H2PO2)2+PH3 NO2+Ba(OH)2→Ba(NO3)2+Ba(NO2)2+H2O NO2+H2O→HNO3+HNO2 Процесс восстановления – процесс принятия электронов частицей (атомом, молекулой, ионом). При восстановлении степень окисления элемента понижается. Процесс окисления – процесс отдачи электронов данной частицей ( атомом, молекулой, ионом). При окислении степень окисления элемента повышается. Восстановители – частицы (атомы, молекулы или ионы), отдающие электроны. Восстановители – доноры электронов (от лат. Donare – дарить). Окислители – частицы (атомы, молекулы или ионы), принимающие электроны. Окислители – акцепторы электронов (от лат. Acceptor – получатель). Процесс окисления (восстановитель) Повышение степени окисления -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8 Понижение степени окисления Процесс восстановления (окислитель) Правила определения функции соединения в окислительно– восстановительных реакциях. Если элемент проявляет в соединении высшую степень окисления, то это соединение может быть только окислителем. Если элемент проявляет в соединении низшую степень окисления, то это соединение может быть только восстановителем. Если элемент проявляет в соединении промежуточную степень окисления, то это соединение может быть как восстановителем, так и окислителем. Пример. +6 Н2SO4 – окислитель, так как сера имеет высшую степень окисления. +4 +4 SO2, Na2SO3 - может быть как восстановителем, так и окислителем, так как элемент проявляет в соединении промежуточную степень окисления, -2 -2 Н2S, CuS - это соединение может быть только восстановителем, так как элемент проявляет в соединении низшую степень окисления. Тема 3. Уравнения ОВР, идущие с участием марганца, хрома и их соединений, азотной и серной кислоты, соединений серы, галогенов и их соединений Урок №7 «Окислительно- восстановительные уравнения реакций с участием марганца и его соединений» кислая +2 +7 (H2SO4, HNO3) Мn (н-р Мn SO4 KMnO4 +4 K2SO4 и H2O (или любое нейтральн. МnO2 +KOH соеди- +6 нение щелочная K2MnO4 Мn) HCl реагирует и как среда, и как восстановитель. KMn04+Na2S03+H2S04=Na2S04+MnS04+K2S04+H20 KMn04+Na2S03+H20=Mn02+Na2S04+K0H KMn04 + Na2S03 + Na0H = K2Mn04 + Na2S04 + Na2Mn04 + H20. KMn04 + KN02 + H2S04 =…. + KN03 + …. + H20. KMn04 + FeS04 + …. =MnS04 + Fe2(S04)3 + ….+ H20. KMn04 + H2S + H2S04 = …. + S + ….+ ….. …. + KI + H2S04 = MnS04 + I2 + ….+ ….. KMn04 + H202 + H2S04 = …. + 02 + ….+ …. KMn04 + HC1 = ….+ C12 + …. +….. KMn04 + MnS04 + H20 = 5Mn02 + ….+ H2S04. K2Mn04 + Cl2 = ….+ KC1. Mn02 + HC1 =….+….+……. Mn02 + KN03 + K2C03 = K2Mn04 + ….+ C02. Урок №9 «Окислительные свойства серной кислоты, окислительно-восстановительные свойства соединений серы(IV), восстановительные свойства соединений серы(II)» H2SO4 (k) c металлами реагирует по схеме Ме + кислота → соль +3й продукт + H2O Щм,щзм H2 S-2 -2 0 +4 До H2 H2 S, S, SO2 (в зав-ти от конц +6 кислоты) H2SO4 средней активности) +4 выше после H2 SO2 70% (малоактив.) (конц) Неметаллы SO2+ соответствующая высшая кислота Al, Fe,Cr пассивируют на холоде, реагируют при нагревании с обр-ем +4 SO2 . -2 0 S-----------------------------S (H2S) -2 CuS→ CuSO4 Ag + H2S04 = Ag2S04 + S02 + H20. Zn + H2S04 = ZnS04 + S + H20. С + H2S04 = S02 + ….+ Н20. Р + H2S04 = ….+ S02 + Н20. Zn + H2S04 = ….+ H2S + H20. HBr + H2S04 = Br2 + S02 + H20. KBr + H2S04 = Br2 + S02 + K2S04 + H20. H2S + H2S04 = S + H20. HN03 + FeS = Fe(N03)2 + S + N02 + H20. HN03(конц.) + ZnS = ….+ N02 + H20. I2 + Na2S03 + H20 = Na2S04 + HI. Cl2 + NaHS03 + H20 = NaHS04 + HCI. Cl2 + Na2S203 + H20 = HC1 + S + Na2S04. Урок №11 «Окислительно-восстановительные свойства галогенов и их соединений» Окислители: - ClO4 - ClO3 - - ClO2 Cl - ClO 0 Cl2 (соль→в соль) NaClO3→ NaCl Cr203 + KC103 + KOH = K2Cr04 + KC1 + H20. Восстано- Окислитель витель Восстановители: -0 2Cl Cl2 - 0 2J J2 - 0 2Br - 2ē→ Br2 KMn04 + HC1 = ….+ C12 + …. +….. Примеры: FeCl3 + HI = FeCl2 + 12 + НС1. F2 + Н20 = HF + 02. FeCl2 + С12 = FeCl3. H2S + Br2 = S + HBr. I2 + Na2S03 + H20 = Na2S04 + HI. HBr + H2S04 = Br2 + S02 + H20. C12 + Ca(OH)2 = Ca(CIO)2 + CaCl2 + H20. C12 + I2 + H20 = HI03 + HC1. C12 + H2S03 + H20 = H2S04 + HC1. Cl2 + NaHS03 + H20 = NaHS04 + HCI. Cl2 + Na2S203 + H20 = HC1 + S + Na2S04. C12 + S + H20 = H2S04 + HC1. F2 + H20 = F20 + HF + H202. КC103 + KN02 = KN03 + КС1. C102 + NaOH = NaC102+ NaC103 + H20. Урок - практикум №12 Решение заданий части С2 ЕГЭ. Даны в-ва: фосфор, хлорат натрия, гидроксид калия (р-р), соляная кислота. Составить четыре уравнения реакций м/у в-вами. P, NaC1O3, KOH(р-р), HC1 неметал р-р соли щелочь сильная кислота в-ль о-ль в-ль о-ль диспропорцион-е по химическим свойствам, характерных для основных классов неорганических веществ: KOH + HC1= KC1+ H2O По ОВ свойствам: NaC1O3+HC1→NaC1+C12+H2O NaC1O3+P→P2O5+NaC1 P+KOH+H2O→PH3+KH2PO2 1. Даны вещества: углерод, водород, серная кислота (конц.), дихромат калия. Напишите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами. 2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: (NH4)2Cr2O7→ Cr2O3→KCrO2→Cr(OH)3→Cr(NO3)3→Cr2O3 3.Даны вещества: алюминий, оксид марганца (IV), водный раствор сульфата меди и концентрированная соляная кислота. Напишите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами. Урок №13 Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронно-ионного баланса (полуреакций), упражнения (1ч). На примере взаимодействия цинка с концентрированной азотной кислотой 1. Записываем ионную схему процесса, которая включает только восстановитель и продукт его окисления, и окислитель и продукт его восстановления: Zn + NO 3- → Zn 2+ + NO 2↑ + ... . 2. Электронное уравнение процесса окис­ления (это первая полуреакция): Zn - 2ē = Zn 2+. 3. Составляем ионно-электронное уравнение процесса вос­становления (это вторая полуреакция): NO 3- + 2Н+ + ē = N02↑ + Н20. Обратите внимание: электронно-ионные уравнения составляются в соответствии с законом сохранения массы и энергии. 4. Записываем уравнения полуреакций так, чтобы число электронов между восстановителем и окислителем было сба­лансировано: Zn -2ē = Zn 2+ 2 1 +5 +4 2 NO 3 + 2Н+ + ē = N02↑ + Н20. 1 2 5. Суммируем почленно уравнения полуреакций. Составля­ем общее ионное уравнение реакции: Zn + 2 NO 3- + 4Н+ = Zn 2+ + 2N02↑ + 2Н20. Проверяем правильность составления уравнения реакции в ионном виде: Соблюдение равенства по числу атомов элементов и по зарядам Число атомов элементов должно быть равно в левой и правой частях ионного уравнения реакции. 2. Общий заряд частиц в левой и пра­вой частях ионного уравнения должен быть одинаков. 6. Записываем уравнение в молекулярной форме. Для этого добавляем к ионам, входящим в ионное уравнение, необходи­мое число ионов противоположного заряда: Zn + 4HNO3 (К0НЦ.) = Zn (N03)2 + 2N02↑ + 2Н20. Тема 4. Электролиз. Электролизом водных растворов солей, щелочей никогда не получают ЩМ и ЩЗМ. Их получают электролизом расплавов солей бескислородных кислот. Алюминий получают при электролизе расплавленного оксида в смеси с криолитом. эл-з NaCl+2H2O→H2+Cl2+2NaOH эл-з 2CuSO4+2H2O→2Cu+O2+2H2SO4 эл-з 2Na2SO4+6H2O→4NaOH+2H2SO4+2H2+O2 продукты Задание. эл-з Ba(ClO4)2+H2O→ эл-з NaF+H2O→ эл-з CuJ2+H2O→Cu+J2 эл-з 2Zn(NO3)2+2H2O→2Zn+O2+4HNO3 и эл-з 2Zn(NO3)2+6H2O→2H2+2Zn(OH)2+O2+4HNO3 Подробно разберем электролиз водного раствора хлората калия. 4KClO3+6H2O→2H2+4KOH+O2+4HClO3 + - K(-) K, 2H2O+2ē→H2+2OH 2 2 - + 4 A(+) ClO3, 2H2O-4ē→O2+4H 4 1 Продукты электролиза -O2,H2 эл-з 2Ba(OH)2+4H2O→2H2+2Ba(OH)2+O2+2H2O эл-з 2H2O→2H2+O2 Урок №16. Практическое занятие Составление уравнений реакций, протекающих на различных электродах в расплавах и растворах веществ. Решение заданий части В3 КИМов ЕГЭ. Урок №17. Контрольная работа. 1.Даны водные растворы: хлорида железа (III), иодида натрия, бихромата натрия, серной кислоты и гидроксида цезия. Приведите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами. 2.Даны вещества: медь, азотная кислота, сульфид меди (II), оксид азота (II). Напишите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами. 3.Даны вещества: магний, азот, аммиак, азотная кислота (разб.). Напишите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами. 4. Даны вещества: кальций, фосфор, азотная кислота. Напишите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами. 5.Даны вещества: сера, сероводород, азотная кислота (конц.), серная кислота (конц.). Приведите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами. 6.Даны вещества: сульфит натрия, вода, гидроксид калия, перманганат калия, фосфорная кислота. Напишите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами. Литература для учащихся: Хомченко. Решение задач по химии. Учебное пособие для поступающих в вузы. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. В 2 т. М.: 2007, т. 1. Кузьменко Н. Е., Еремин В. В. 2500 задач по химии с решениями для поступающих в вузы. – М.: ООО «Издательский дом «ОНИКС 21 век»: ООО «Издательство «Мир и Образование», 2007. Врублевский А. И. 1000 задач по химии для школьников и абитуриентов. – Мн.: ООО «Юнипресс», 2006. Единый государственный экзамен: Химия: Контрольные измерительные материалы (А.А. Каверина, Д.Ю. Добротин, Ю.Н. Медведев и др.; МОРФ – М.: Просвещение( 2003, 2004, 2005, 2006- 2009). Единственные реальные варианты заданий для подготовки к единому государственному экзамену-2006,2007,2008.Химия. – М.: ФГУ «Федеральный центр тестирования», 2006,2008,2009. Единый государственный экзамен 2006 – 2007. Контрольные измерительные материалы. Химия. – М.: Просвещение, Санкт-Петербург, филиал издательства «Просвещение», 2007, 2008,2009. Единый государственный экзамен 2007. Репетиционная сессия 1,2. Контрольные измерительные материалы. Химия. – М.: Издательский центр «Вентана – Граф», 2006,2007 гг. Федеральный банк. Контрольные измерительные материалы. Химия. – М.: Просвещение, 2007,2008,2009гг

Похожие:

	Программа элективного курса по химии для классов химико-биологического профиля 11 класс Программа предусматривает углубление знаний учащихся по химии, развитие их познавательных интересов, развитие умений и навыков выполнения...		Программа элективного курса по биологии для учащихся 10-х классов... Программа предназначена для изучения курса «Микробиология» в классах химико-биологического профиля и рассчитана на 34 часа, 1 час...
	Пояснительная записка Данный курс по выбору «Искусство. Музыка и кино сша» предназначен для учащихся 9-х классов и помогает им сориентироваться в выборе...		Программа элективного курса «Химия и здоровье» Элективный курс предназначен для учащихся 9-х классов на этапе предпрофильной подготовки. Целью курса является формирование мотивации...
	«Химия и красота» Данный курс разработан для учащихся 9-х классов, ориентирован на выбор ими естественно научного профиля обучения в старшей школе...		Конкурс лучших учителей общеобразовательных учреждений для денежного... Н. Ю. Шеленкова преподает биологию в 6-11 классах гимназии на базовом и профильном уровнях. Являлась организатором работы химико-биологического...
	Пояснительная записка Данный элективный курс составлен на основе... Элективный курс предназначен для учащихся 9 классов и является предметно-ориентированным. Данный курс относится к типу элективных...		Рабочая программа по курсу «Клетки и ткани» Он предназначен для учащихся 10–11-х классов медико-биологического профиля, а также для учащихся, проявляющих интерес к цитологии....
	Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Этот курс рассчитан на 17 часов. Предназначен для учащихся 9-х классов общеобразовательных школ. Можно применять для предпрофильной...		Программа элективного курса по биологии "Клетки и ткани" Он предназначен для учащихся 10-11 классов медико-биологического профиля, а также для учащихся, проявляющих интерес к цитологии....
	Программа элективного курса для 10 класса Составитель: Павлова О.... Курс разработан для предпрофильного обучения на ступени основной средней общеобразовательной школы, рассчитан на 17 часов (1 час...		Элективный курс по физике «Элементы биофизики»» Автор : Лимонов Н.... Элективный курс предназначен для учащихся 9 классов общеобразовательных учреждений. Курс основан на знаниях и умениях, полученных...
	Программа по химии (для естественнонаучных классов и лицейских классов... В программу по химии для естественнонаучных классов и лицейских классов медико-биологического профиля с углубленным изучением предметов...		Черных Использование опорных конспектов и схем на уроках информатики Пояснительная записка. Этот урок является первым из раздела коммуникационные технологии и имеет важное значение. Урок формирует представление...
	Пояснительная записка Данный элективный курс рассчитан на учащихся... Асширить и систематизировать знания учащихся по темам «Векторы» и «Метод координат на плоскости» таким образом, чтобы они могли использовать...		Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Применение элементов технологии развивающего, проблемно диалогического, опережающего обучения с использованием икт позволяют не допускать...