Презентация по химии на тему "окислительно-восстановительные реакции". Окислительно- восстановительные реакции в природе

Описание презентации по отдельным слайдам:

1 слайд

Описание слайда:

Выполнила: Учитель химии Баймухаметова Батила Тургинбаевна Окислительно-восстановительные реакции

2 слайд

Описание слайда:

Девиз урока «Кто-то теряет, а кто-то находит…» Сами, трудясь, вы сделаете все и для близких людей и для себя, а если при труде успеха не будет, неудача – не беда, попробуйте ещё. Д. И. Менделеев.

3 слайд

Описание слайда:

4 слайд

Описание слайда:

Тема урока: «Окислительно-восстановительные реакции» Цель: Познакомиться с окислительно-восстановитель-ными реакциями и выяснить, в чём отличие обменных реакций от окислительно-восстановительных реакций. Научиться определять в реакциях окислитель и восстановитель. Научиться составлять схемы процессов отдачи и принятия электронов. Познакомиться с важнейшими окислительно-восстановительными реакциями, встречающимися в природе.

5 слайд

Описание слайда:

Быть может, эти электроны- Миры, где пять материков, Искусства, знанья, войны, троны И память сорока веков! Еще, быть может, каждый атом- Вселенная, где сто планет; Там - все, что здесь, в объёме сжатом, Но также то, чего здесь нет. В. Брюсосова.

6 слайд

Описание слайда:

Что такое степень окисления? Степень окисления – это условный заряд атома химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равняться нулю, что зависит от природы соответствующих соединений. Одни элементы имеют: постоянные степени окисления, другие - переменные. Элементы с постоянной положительной степенью окисления относятся - щелочные металлы: Li+1, Na+1, K+1, Rb+1, Cs+1, Fr+1, следующие элементы II группы периодической системы: Ве+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ва+2, Ra+2, Zn+2, а также элемент III А группы - А1+3 и некоторые другие. Металлы в соединениях всегда имеют положительную степень окисления. Из неметаллов постоянную отрицательную степень окисления (-1) имеет F. В простых веществах, образованных атомами металлов или неметаллов, степени окисления элементов равны нулю, например: Na°, Al°, Fe°, Н2, О2, F2, Cl2, Br2. Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н20), -1 (NaH). Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н20), -1 (Н2О2), +2 (OF2).

7 слайд

Описание слайда:

Важнейшие восстановители и окислители Восстановители: Окислители: Металлы-простые вещества Водород Углерод Оксид углерода(II) (CO) Сероводород (H2S) Оксид серы(IV) (SO2) Сернистая кислота H2SO3 и ее соли Галогеноводородные кислоты и их соли Катионы металлов в промежуточных степенях окисления:SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3 Азотистая кислота HNO2 Аммиак NH3 Оксид азота(II) (NO) Галогены Перманганат калия(KMnO4) Манганаткалия (K2MnO4) Оксид марганца (IV)(MnO2) Дихромат калия (K2Cr2O7) Азотная кислота (HNO3) Серная кислота (конц.H2SO4) Оксид меди(II) (CuO) Оксид свинца(IV) (PbO2) Пероксид водорода (H2O2) Хлорид железа(III) (FeCl3) Органическиенитросоединения

8 слайд

Описание слайда:

Степень окисления марганца в соединении перманганата калия KMnO4. 1.Степень окисления калия +1, кислорода -2. 2.Подсчитаем число отрицательных зарядов: 4 (-2) = - 8 3.Число положительных зарядов у марганца – 1. 4.Составляем следующее уравнение: (+1) + х+ (-2)*4 =0 1+ х - 8=0 Х = 8 - 1 = 7 Х= +7 +7 – это степень окисления марганца в перманганате калия.

9 слайд

Описание слайда:

Правила определения степеней окисления 1 .Степень окисления элемента в простом веществе равно 0. Например: Са, Н2, Cl2, Na. 2 .Степень окисления фтора во всех соединениях, кроме F2, равна – 1. Пример: S+6F6-1 3 .Степень окисления кислорода во всех соединениях, кроме О2, О3, F2-1O+2 и перекисных соединениях Na2+1 O-12; Н2+1О-12 равна –2 Примеры: Na2O-2, BaO-2, CO2-2. 4 .Степень окисления водорода равна +1, если в соединениях есть хотя бы один неметалл, -1 в соединениях с металлами (гидридах) 5. Степень окисления О в Н2 Примеры: C-4H4+1 Ba+2H2-1 H2 Степень окисления металлов всегда положительна (кроме простых веществ). Степень окисления металлов главных подгрупп всегда равна номеру группы. Степень окисления побочных подгрупп может принимать разные значения. Примеры: Na+ Cl-, Al2+3O3-2, Cr2+3 O3-2, Cr+2O-2. 6 . Максимальная положительная степень окисления равна номеру группы (исключения Cu+2, Au+3). Минимальная степень окисления равна номеру группы минус восемь. Примеры: H+1N+5O-23, N-3H+13. 7 . Сумма степеней окисления атомов в молекуле (ионе) равна 0 (заряду иона).

10 слайд

Описание слайда:

Лабораторная работа Правила техники безопасности. Опыт 1. Проведите химическую реакцию между растворами сульфата меди (II) и гидроксида натрия. Опыт 2. 1.Поместите в раствор сульфата меди (II) железный гвоздь. 2.Составьте уравнения химических реакций. 3.Определите тип каждой химической реакции. 4.Определите степень окисления атома каждого химического элемента до реакции и после реакции. 5.Подумайте, чем отличаются эти реакции?

11 слайд

Описание слайда:

Ответы: Cu+2S+6O4-2 +2Na +1O-2H+1Cu +2(O -2H+1)2+Na2 +1S +6O4-2 – реакция обмена Cu+2S+6O4-2 + Fe0 Fe+2 S+6O4 -2+Сu0 – реакция замещения Реакция №2 отличается от реакции №1 тем, что в данном случае изменяется степень окисления у атомов химических элементов до реакции и после реакции. Обратите внимание на это важное отличие двух реакций. Вторая реакция является ОВР. Подчеркнем в уравнении реакции символы химических элементов, которые поменяли степень окисления. Выпишем их и укажем, что атомы сделали со своими электронами (Отдали или приняли?), т.е. переходы электронов. Cu+2 + 2 е-  Сu0 – окислитель, восстанавливается Fe0 - 2 е-  Fe+2 - восстановитель, окисляется

12 слайд

Описание слайда:

Классификация окислительно-восстановительных реакций 1.Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами: 2Са0 + O20 → 2 Са+2O-2 Са - восстановитель; O2 - окислитель Cu+2O + C+2O → Cu0 + C+4O2 CO - восстановитель; CuO – окислитель Zn0 + 2HCl → Zn+2Cl2 + H20 Zn - восстановитель; HСl - окислитель Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4 → I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O KI - восстановитель; MnO2 - окислитель.

13 слайд

Описание слайда:

2.Внутримолекулярные окислительно - восстановительные реакции Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель. 4Na2Cr2O7 → 4Na2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2 Cr+6- окислитель; О-2 - восстановитель

14 слайд

Описание слайда:

3.Реакции диспропорционирования Окислительно - восстановительные реакции, в которых один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления. 3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O Сера в степени окисления 0 является и окислителем и восстановителем. 4.Реакции компропорционирования Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента в различных степенях окисления в результате реакции приобретают одну степень окисления. 5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 → 3Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O Br+5 – окислитель; Br-1 – восстановитель

15 слайд

Описание слайда:

Алгоритм составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса 1.Записывают схему реакции KMnO4+KI+H2SO4→MnSO4+ I2+K2SO4+H2O 2. Проставляют степени окисления атомов элементов, у которых она изменяется KMn+7O4+ KI-+ H2SO4→ Mn+2SO4+ I20+ K2SO4+ H2O 3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления, и определяют число электронов, принятых окислителем и отданных восстановителем. Mn+7 + 5ē → Mn+2 2I-1 - 2ē → I20 4.Уравниваютчисло принятых и отданных электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления. Mn+7 + 5ē → Mn+22 2I-1 - 2ē → I205 2Mn+7 + 10I-1 → 2Mn+2 + 5I20 5.Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции. 2KMnO4+10KI+8H2SO4→2MnSO4+5I2+6K2SO4+ 8H2O

16 слайд

Описание слайда:

Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, при котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

17 слайд

Описание слайда:

Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления и, как правило, изменяются степени окисления элементов. Рассмотрим процесс на примере взаимодействия цинка с разбавленной серной кислотой:

18 слайд

Описание слайда:

Запомним: 1.Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. 2.Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается. 3.Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается. 4.Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями. 5.Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями. 6.Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением. 7.Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.

1 слайд

2 слайд

Понятие окислительно-восстановительных реакций Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными

3 слайд

Окисление - процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Атом превращается в положительно заряженный ион: Zn0 – 2e → Zn2+ отрицательно заряженный ион становится нейтральным атомом: 2Cl- -2e →Cl20 S2- -2e →S0 Величина положительно заряженного иона (атома) увеличивается соответственно числу отданных электронов: Fe2+ -1e →Fe3+ Mn+2 -2e →Mn+4

4 слайд

Восстановление - процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Атом превращается в отрицательно заряженный ион S0 + 2e → S2− Br0 + e → Br − Величина положительно заряженного иона (атома) уменьшается соответственно числу присоединенных электронов: Mn+7 + 5e → Mn+2 S+6 + 2e → S+4 − или он может перейти в нейтральный атом: Н+ + е → Н0 Cu2+ + 2e → Cu0

5 слайд

Восстановители - атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны. Они в процессе ОВР окисляются Типичные восстановители: ● атомы металлов с большими атомными радиусами (I-А, II-А группы), а так же Fe, Al, Zn ● простые вещества-неметаллы: водород, углерод, бор; ● отрицательно заряженные ионы: Cl−, Br−, I−, S2−, N−3. Не являются восстановителем фторид- ионы F−. ● ионы металлов в низшей с.о.: Fe2+,Cu+,Mn2+,Cr3+; ● сложные ионы и молекулы, содержащие атомы с промежуточной с.о.: SO32−, NO2−; СО, MnO2 и др.

6 слайд

Окислители - атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны. Они в процессе ОВР восстанавливаются Типичные окислители: ● атомы неметаллов VII-А, VI-А, V-A группы в составе простых веществ ● ионы металлов в высшей с.о.: Cu2+, Fe3+,Ag+ … ● сложные ионы и молекулы, содержащие атомы с высшей и высокой с.о.: SO42−, NO3−, MnO4−, СlО3−, Cr2O72-, SO3, MnO2 и др.

7 слайд

На проявление окислительно-восстановительных свойств влияет такой фактор, как устойчивость молекулы или иона. Чем прочнее частица, тем в меньшей степени она проявляет окислительно-восстановительные свойства

8 слайд

Например, азот имеет высокую электроотрицательность и мог бы быть сильным окислителем в виде простого вещества, но в его молекуле тройная связь, молекула очень устойчивая, азот химически пассивен.

9 слайд

Или НСLO более сильный окислитель в растворе, чем НСLO4, так как НСLO – менее устойчивая кислота.

10 слайд

Если химический элемент находится в промежуточной степени окисления, то он проявляет свойства и окислителя, и восстановителя.

11 слайд

Степени окисления серы: -2,0,+4,+6 Н2S-2 - восстановитель 2Н2S+3O2=2H2O+2SO2 S0,S+4O2 – окислитель и восстановитель S+O2=SO2 2SO2+O2=2SO3 (восстановитель) S+2Na=Na2S SO2+2H2S=3S+2H2O (окислитель) Н2S+6O4 - окислитель Cu+2H2SO4=CuSO4+SO2+2H2O

12 слайд

Определение степеней окисления атомов химических элементов С.о. атомов х/э в составе простого вущества = 0 Алгебраическая сумма с.о. всех элементов в составе иона равна заряду иона Алгебраическая сумма с.о. всех элементов в составе сложного вещества равна 0. K+1 Mn+7 O4-2 1+х+4(-2)=0

13 слайд

Классификация окислительно-восстановительных реакций Реакции межмолекулярного окисления 2Al0 + 3Cl20 → 2Al+3 Cl3-1 Реакции внутримолекулярного окисления 2KCl+5O3-2 →2KCl-1 + 3O20 Реакции диспропорционирования, дисмутации (самоокисления-самовосстановления): 3Cl20 + 6KOH (гор.) →KCl+5O3 +5KCl-1+3H2O 2N+4O2+ H2O →HN+3O2 + HN+5O3

14 слайд

Это полезно знать Степени окисления элементов в составе аниона соли такие же, как и в кислоте, например: (NH4)2Cr2+6O7 и H2Cr2+6O7 Степень окисления кислорода в пероксидах равна -1 Степень окисления серы в некоторых сульфидах равна -1, например: FeS2 Фтор- единственный неметалл, не имеющий в соединениях положительной степени окисления В соединениях NH3, CH4 и др. знак электроположительного элемента водорода на втором месте

15 слайд

Окислительные свойства концентрированной серной кислоты Продукты восстановления серы: H2SO4 + оч.акт. металл (Mg, Li, Na…) → H2S H2SO4 + акт. металл (Mn, Fe, Zn…) → S H2SO4 + неакт. металл (Cu, Ag, Sb…) → SO2 H2SO4 + HBr → SO2 H2SO4 + неметаллы (C, P, S…) → SO2 Примечание: часто возможно образование смеси этих продуктов в различных пропорциях

Окисление - процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Атом превращается в положительно заряженный ион: Zn 0 – 2e Zn 2+ отрицательно заряженный ион становится нейтральным атомом: 2Cl - -2e Cl 2 0 S 2- -2e S 0 Величина положительно заряженного иона (атома) увеличивается соответственно числу отданных электронов: Fe 2+ -1e Fe 3+ Mn +2 -2e Mn +4

Восстановление - процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Атом превращается в отрицательно заряженный ион S 0 + 2e S 2 Br 0 + e Br Величина положительно заряженного иона (атома) уменьшается соответственно числу присоединенных электронов: Mn e Mn +2 S e S +4 или он может перейти в нейтральный атом: Н + + е Н 0 Cu e Cu 0

Восстановители - атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны. Они в процессе ОВР окисляются Типичные восстановители: атомы металлов с большими атомными радиусами (I-А, II-А группы), а так же Fe, Al, Zn простые вещества-неметаллы: водород, углерод, бор; отрицательно заряженные ионы: Cl, Br, I, S 2, N 3. Не являются восстановителем фторид- ионы F. ионы металлов в низшей с.о.: Fe 2+,Cu +,Mn 2+,Cr 3+ ; сложные ионы и молекулы, содержащие атомы с промежуточной с.о.: SO 3 2, NO 2 ; СО, MnO 2 и др.

Окислители - атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны. Они в процессе ОВР восстанавливаются Типичные окислители: атомы неметаллов VII-А, VI-А, V-A группы в составе простых веществ ионы металлов в высшей с.о.: Cu 2+, Fe 3+,Ag + … сложные ионы и молекулы, содержащие атомы с высшей и высокой с.о.: SO 4 2, NO 3, MnO 4, СlО 3, Cr 2 O 7 2-, SO 3, MnO 2 и др.

Степени окисления серы: -2,0,+4,+6 Н 2 S -2 - восстановитель 2Н 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2 S 0,S +4 O 2 – окислитель и восстановитель S+O 2 =SO 2 2SO 2 +O 2 =2SO 3 (восстановитель) S+2Na=Na 2 S SO 2 +2H 2 S=3S+2H 2 O (окислитель) Н 2 S +6 O 4 - окислитель Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 +2H 2 O

Классификация окислительно- восстановительных реакций Реакции межмолекулярного окисления 2Al 0 + 3Cl 2 0 2Al +3 Cl 3 -1 Реакции внутримолекулярного окисления 2KCl +5 O KCl O 2 0 Реакции диспропорционирования, дисмутации (самоокисления-самовосстановления): 3Cl KOH (гор.) KCl +5 O 3 +5KCl -1 +3H 2 O 2N +4 O 2 + H 2 O HN +3 O 2 + HN +5 O 3

Это полезно знать Степени окисления элементов в составе аниона соли такие же, как и в кислоте, например: (NH 4) 2 Cr 2 +6 O 7 и H 2 Cr 2 +6 O 7 Степень окисления кислорода в пероксидах равна -1 Степень окисления серы в некоторых сульфидах равна -1, например: FeS 2 Фтор- единственный неметалл, не имеющий в соединениях положительной степени окисления В соединениях NH 3, CH 4 и др. знак электроположительного элемента водорода на втором месте

Окислительные свойства концентрированной серной кислоты Продукты восстановления серы: H 2 SO 4 + оч.акт. металл (Mg, Li, Na…) H 2 S H 2 SO 4 + акт. металл (Mn, Fe, Zn…) S H 2 SO 4 + неакт. металл (Cu, Ag, Sb…) SO 2 H 2 SO 4 + HBr SO 2 H 2 SO 4 + неметаллы (C, P, S…) SO 2 Примечание: часто возможно образование смеси этих продуктов в различных пропорциях

Пероксид водорода в окислительно- восстановительных реакциях Среда раствора Окисление (Н 2 О 2 -восстановитель) Восстановление (Н 2 О 2 -окислитель) кислая Н 2 О 2 -2еО 2 + 2Н + (О – 2еО 2 0) Н 2 О 2 +2Н + +2е2Н 2 О (О е2О - 2) щелочная Н 2 О 2 +2ОН -О 2 +2Н 2 О (О – 2еО 2 0) Н 2 О 2 +2е2ОН - (О е2О - 2) нейтральная Н 2 О 2 - 2еО 2 + 2Н + (О – 2еО 2 0) Н 2 О 2 +2е2ОН - (О е2О - 2)

Азотная кислота в окислительно- восстановительных реакциях Продукты восстановления азота: Концентрированная HNO 3: N +5 +1e N +4 (NO 2) (Ni, Cu, Ag, Hg; C, S, P, As, Se); пассивирует Fe, Al, Cr Разбавленная HNO 3: N +5 +3e N +2 (NO) (Металлы в ЭХРНМ Al …Cu; неметаллы S, P, As, Se) Разбавленная HNO 3: N +5 +4e N +1 (N 2 O) Ca, Mg, Zn Разбавленная HNO 3: N +5 +5e N 0 (N 2) Очень разбавленная: N e N -3 (NH 4 NO 3) (активные металлы в ЭХРНМ до Al)

Значение ОВР ОВР чрезвычайно распространены. С ними связаны процессы обмена веществ в живых организмах, дыхание, гниение, брожение, фотосинтез. ОВР обеспечивают круговорот веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, коррозии и выплавке металлов. С их помощью получают щелочи, кислоты и другие ценные химические вещества. ОВР лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в эклектическую энергию в аккумуляторах гальванических элементах.

Тема проекта "Окислительно-восстановительные реакции".

Творческое название проекта "Кто-то теряет, а кто-то находит..." .

Координатор проекта Дробот Светлана Сергеевна , учитель химии, [email protected]

Учебный предмет - химия .

Участниками проекта стали одиннадцатиклассники.

Проект проводился с октябрь по декабрь (3 месяца) в 11 М классе.

Тема "Окислительно-восстановительные реакции" проходит красной нитью через весь курс химии в школе (8, 9 и 11кл) и является очень сложной для понимания процессов происходящих в результате этих реакций.

Основополагающий вопрос: Возможен ли конец света?

По этой теме были сформулированы следующие проблемные вопросы:

1.Где в окружающем нас мире мы встречаемся с ОВР?
2.В чем отличие обменных реакций от окислительно-восстановительных?
3.Чем отличается степень окисления от валентности?
4.Какие особенности протекания ОВР в органической химии?

Проблемные вопросы были составлены таким образом, чтобы как можно подробнее показать все явления, связанные с окислительно-восстановительными процессами, происходящими в окружающем нас мире и вызвать интерес у ребят к изучению этих сложных химических процессов.

Учащимися были проведены исследовательские работы по поставленным перед ними проблемным вопросам. Они работали по двум направлениям. Одни проводили исследования, рассматривая ОВР как химический процесс:

1. Валентность и степень окисления.
4. ОВР в органической химии.
3. Что такое ОВР и что такое РИО.
4. Анод + катод = электролиз
5. Окислительно-восстановительные реакции

А другие с точки зрения практической значимости данных процессов:
1. В царстве рыжего дьявола.
2. Вы еще не в белом? Тогда мы идем к вам!
3. Семь чудес в живой и неживой природе.
4. Этот День Победы...

Презентацию "В царстве рыжего дьявола" можно использовать не только как исследовательскую работу, но и на уроках химии при объяснении данной темы потому, что здесь объясняется понятие коррозии, сущность этого процесса, классификация - химическая, электрохимическая, механохимическая; способы защиты от коррозии. А материал: виды коррозии, Знаете, ли Вы что.. выходит за рамки учебной программы.

В презентации "Вы еще не в белом?…" идет речь о применении окислительно-восстановительных реакций в быту. Стирка по-научному - выведение пятен иода, пятен различного вида; рекомендации обращения с изделиями из натуральной шерсти; о составе порошков и о роли того или иного компонента при стирке.

"Семь чудес живой и неживой природы". В этой презентации рассказывается о семи чудесах живой и неживой природы - горение, коррозия металлов, взрыве, электролизу, гниении, брожении, фотосинтезе. В результате был сделан вывод: эти семь чудес живой и неживой природы относятся к окислительно-восстановительным реакциям, окружающим нас и играющим огромную роль в нашей жизни.

"Этот день Победы". Применение окислительно-восстановительных реакций на войне.

Творческим итогом исследовательских работ учащихся становится образовательный сайт . Сайт объединяет в себе весь материал по теме. В нем же находится проверочный тест, который позволяет проверить знания и получить оценку. Преимущество данного сайта в том, что он доступен любому учащемуся по сети Интернет.

Подводя итоги своих исследовательских работ, учащиеся пришли к выводу, что весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции в основном окислительно-восстановительные и пока в природе существуют окислительно-восстановительные процессы, конец света невозможен.

В ходе работы над проектом был разработан дидактический материал (тесты, методы определения валентности, степени окисления; составление ОВР методом электронного баланса, составление ОВР методом полуреакций, правило составления реакций ионного обмена).

Работая над проектом, было использовано большое количество научной, методической, научно-популярной литературы.

Так же были использованы ресурсы Интернет.

Наш проект поможет учащимся самостоятельно разобраться в трудных вопросах данной темы, а так же подготовиться к сдаче ЕГЭ по химии.

Весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции в основном окислительно-восстановительные.