Окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Важнейшие процессы на планете связаны с этим типом химических реакций. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу XX века была создана электронная теория окислительно – восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные положения этой теории, метод электронного баланса, научиться составлять уравнения химических реакций, протекающих в растворах, и выяснить от чего зависит механизм таких реакций.
МУНИЦИПАЛЬНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ
МУНИЦИПАЛЬНАЯ СРЕДНЯЯ ШКОЛА №5 г. Пыть-Ях
Урок по теме:
Окислительно-восстановительные реакции.
учитель химии: Кисакова Ольга Александровна
Муниципального образовательного учреждения
средняя общеобразовательная школа № 5,
г. Пыть- Ях, 2010
Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции.
Цель урока: Обобщить, систематизировать и расширить знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях, важнейших окислителях и продуктах их восстановления.
Задачи:
Ход урока
1. Организационный момент
Добрый день! Хорошего вам настроения!
Тема нашего урока: «Окислительно - восстановительные реакции» (Презентация. слайд 1)
Окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Важнейшие процессы на планете связаны с этим типом химических реакций. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу XX века была создана электронная теория окислительно - восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные положения этой теории, метод электронного баланса, научиться составлять уравнения химических реакций, протекающих в растворах, и выяснить от чего зависит механизм таких реакций.
2. Повторение и обощение изученного ранее материала
Для вас тема ОВР не нова, она проходит красной нитью через весь курс химии. Поэтому предлагаю повторить некоторые понятия и умения по данной теме.
Первый вопрос: «Что такое степень окисления?». Без этого понятия и умения расставлять степени окисления химических элементов не возможно рассмотрение данной темы.
/ 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.
Например, к элементам с постоянной положительной степенью окисления относят 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°, Н 2 0 , О 2 0 , F 2 0 , Cl 2 0 , Br 2 0 .
Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н 2 0), -1 (NaH).
Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н 2 0), -1 (Н 2 О 2 ), +2 (OF 2 ).
Следует помнить, что в целом молекула электронейтральна, поэтому в любой молекуле алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, а в сложном ионе - заряду иона.
Например, рассчитаем степень окисления хрома в дихромате калия K 2 Cr 2 O 7 .
Проверка: алгебраическая сумма положительных и отрицательных степеней окисления элементов равна нулю, молекула электронейтральна.
Самостоятельная работа № 1 по инструктивной карте: пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: MnO 2 , H 2 SO 4 , K 2 SO 3 , H 2 S, KMnO 4.
Что же представляют собой окислительно - восстановительные реакции с точки зрения понятия «степень окисления химических элементов»? (слайд 2)
/ 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:
При составлении этого уравнения используется метод электронного баланса. Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции. Основное требование при составлении уравнений этим методом: число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов.
Самостоятельная работа № 2 по инструктивной карте: методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно -восстановительной реакции:
MnO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O (2MnO 2 + 2H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + O 2 +2H 2 O)
Однако научиться находить коэффициенты в ОВР еще не значит уметь их составлять. Нужно знать поведение веществ в ОВР, предусматривать ход реакций, определять состав образующихся продуктов в зависимости от условий реакции.
Для того чтобы разобраться, в каких случаях элементы ведут себя как окислители, а в каких - как восстановители, нужно обратиться к периодической системе Д.И.Менделеева. Если речь идет о простых веществах, то восстановительные свойства должны быть присущи тем элементам, которые имеют больший по сравнению с остальными атомный радиус и небольшое (1 - 3) число электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому они могут сравнительно легко их отдавать. Это в основном металлы. Наиболее сильными восстановительными свойствами из них обладают щелочные и щелочноземельные металлы, расположенные в главных подгруппах I и II групп (например, натрий, калий, кальций и др.).
Наиболее типичные неметаллы, имеющие близкую к завершению структуру внешнего электронного слоя и значительно меньший по сравнению с металлами того же периода атомный радиус, довольно легко принимают электроны и ведут себя в окислительно-восстановительных реакциях как окислители. Наиболее сильными окислителями являются легкие элементы главных подгрупп VI - VII групп, например фтор, хлор, бром, кислород, сера и др.
Вместе с тем надо помнить, что деление простых веществ на окислители и восстановители так же относительно, как и деление на металлы и неметаллы. Если неметаллы попадают в среду, где присутствует более сильный окислитель, то они могут проявлять восстановительные свойства. Элементы в разных степенях окисления могут вести себя по-разному.
Если элемент имеет свою высшую степень окисления, то он может быть только окислителем. Например, в HN +5 O 3 азот в состоянии + 5 может быть только окислителем и принимать электроны.
Только восстановителем может быть элемент, находящийся в низшей степени окисления. Например, в N -3 Н 3 азот в состоянии -3 может отдавать электроны, т.е. является восстановителем.
Элементы в промежуточных положительных степенях окисления могут, как отдавать, так и принимать электроны и, следовательно, способны вести себя как окислители или восстановители в зависимости от условий. Например, N +3 , S +4 . Попадая в среду с сильным окислителем, ведут себя как восстановители. И, наоборот, в восстановительной среде они ведут себя как окислители.
По окислительно - восстановительным свойствам вещества можно разделить на три группы:
Самостоятельная работа № 3 по инструктивной карте: в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO 2
3. Углубление и расширение знаний
Важнейшие окислители и продукты их восстановления
1. Серная кислота - Н 2 SO 4 является окислителем
А) Уравнение взаимодействия цинка с разбавленной Н 2 SO 4 (слайд 3)
Какой ион является окислителем в данной реакции? (H + )
Продуктом восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, является H 2 .
Б) Рассмотрим другую реакцию - взаимодействие цинка с концентрированной Н 2 SO 4 (слайд 4)
Какие атомы меняют степень окисления? (цинк и сера)
Концентрированная серная кислота (98%) содержит 2% воды, и соль получается в растворе. В реакции участвуют фактически сульфат - ионы. Продуктом восстановления является сероводород.
В зависимости от активности металла продукты восстановления концентрированной Н 2 SO 4 разные: H 2 S, S, SO 2 .
2. Другая кислота - азотная - также окислитель за счет нитрат - иона NO 3 - . Окислительная способность нитрат - иона значительно выше иона H + , и ион водорода не восстанавливается до атома, поэтому при взаимодействии азотной кислоты с металлами, никогда не выделяется водород, а образуются различные соединения азота. Это зависит от концентрации кислоты и активности металла. Разбавленная азотная кислота восстанавливается глубже, чем концентрированная (для одного и того же металла) (слайд 6)
На схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот
Золото и платина не реагируют с HNO 3 , но эти металлы растворяются в «царской водке» - смеси концентрированных соляной и азотной кислот в соотношении 3: 1.
Au + 3HCI (конц.) + HNO 3 (конц.) = AuCI 3 + NO + 2H 2 O
3. Наиболее сильным окислителем из числа простых веществ является фтор. Но он слишком активен, и его трудно получить в свободном виде. Поэтому в лабораториях в качестве окислителя используют перманганат калия KMnO 4 . Его окислительная способность зависит от концентрации раствора, температуры и среды.
Создание проблемной ситуации: Я готовила к уроку раствор перманганата калия («марганцовка»), пролила стакан с раствором и испачкала свой любимый химический халат. Предложите (проделав лабораторный опыт) вещество, с помощью которого можно очистить халат.
Реакции окисления - восстановления могут протекать в различных средах. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами: среда влияет на изменение степеней окисления атомов.
Обычно для создания кислотной среды добавляют серную кислоту. Соляную и азотную применяют реже, т.к. первая способна окисляться, а вторая сама является сильным окислителем и может вызвать побочные процессы. Для создания щелочной среды применяют гидроксид калия или натрия, нейтральной - воду.
Лабораторный опыт: (правила ТБ)
В четыре пронумерованные пробирки налито по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора серной кислоты, во вторую - воду, в третью - гидроксид калия, четвертую пробирку оставьте в качестве контрольной. Затем в первые три пробирки прилейте, осторожно взбалтывая, раствор сульфита натрия. Отметьте. Как изменяется окраска раствора в каждой пробирке. (слайды 7, 8)
Результаты лабораторного опыта:
Продукты восстановления KMnO 4 (MnO 4 - ):
К схемам реакций:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 ↓ + Na 2 SO 4 + KOH
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + КOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O
Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель (слайд 10)
(Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно)
(слайд 11)
Вы проделали лабораторный опыт, предложите вещество, с помощью которого можно очистить халат.
Демонстрационный опыт:
Пятна от раствора перманганата калия быстро выводятся раствором пероксида водорода, подкисленным уксусной кислотой:
2KMnO 4 + 9H 2 O 2 + 6CH 3 COOH = 2Mn(CH 3 COO) 2 +2CH 3 COOK + 7O 2 + 12H 2 O
Старые пятна перманганата калия содержат оксид марганца (IV), поэтому будет протекать еще одна реакция:
MnO 2 + 3H 2 O 2 + 2CH 3 COOH = Mn(CH 3 COO) 2 + 2O 2 + 4H 2 O (слайд 12)
После выведения пятен кусок ткани необходимо промыть водой.
Значение окислительно - восстановительных реакций
В рамках одного урока невозможно рассмотреть все многообразие окислительно-восстановительных реакций. Но их значение в химии, технологии, повседневной жизни человека трудно переоценить.
Ученик: Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе получения металлов и сплавов, водорода и галогенов, щелочей и лекарственных препаратов.
С окислительно - восстановительными реакциями связано функционирование биологических мембран, многие природные процессы: обмен веществ, брожение, дыхание, фотосинтез. Без понимания сущности и механизмов протекания окислительно-восстановительных реакций невозможно представить работу химических источников тока (аккумуляторов и батареек), получение защитных покрытий, виртуозную обработку металлических поверхностей изделий.
Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная, или белильная, известь.
Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод.
4. Закрепление изученного материала
Тест :
(взаимопроверка тестов в парах)
5. Домашнее задание
Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты методом электронного баланса:
6.Подведение итогов урока
Инструктивная карта
I. Повторение и обобщение изученного ранее материала
Задание 1: Рассчитайте степени окисления элементов в соединениях:
MnO 2 , H 2 SO 4 , K 2 SO 3 , H 2 S, KMnO 4 .
Задание 2: Методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно - восстановительной реакции:
MnO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O
Задание 3: В какой из приведенных схем уравнений реакций MnO 2 проявляет свойства окислителя, а в какой - свойства восстановителя:
А) 2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O Б) MnO 2 + 4HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O
II. Углубление и расширение знаний:
Лабораторный опыт: (соблюдайте правила ТБ)
В четыре пронумерованные пробирки налито по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора серной кислоты, во вторую - воду, в третью - гидроксида калия, четвертую пробирку оставьте в качестве контрольной. Затем в первые три пробирки прилейте, осторожно взбалтывая, раствор сульфита натрия.
Отметьте как изменяется окраска раствора в каждой пробирке:
1 пробирка -
2 пробирка -
3 пробирка -
4 пробирка - контроль
Задание: К схемам реакций:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 ↓ + Na 2 SO 4 + KOH
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + КOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O
Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
III. Закрепление изученного материала
Тест:
1.В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до:
А) соль Mn +2 Б) MnO 2 В) K 2 MnO 4
2.Концентрированная H 2 SO 4 при обычной температуре пассивирует:
А) Zn Б) Сu В) AI
3.Концентрированная HNO 3 не реагирует с металлом:
А) Ca Б) Au В) Mg
4.Разбавленная HNO 3 с активными металлами восстанавливается до:
А)NO Б) N 2 В) N 2 O
5. Какой продукт восстановления KMnO 4 пропущен:
2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH
А) MnO 2 Б) 2MnSO 4 В) K 2 MnO 4
Оценка за тест (по результатам взаимопроверки)
IV. Домашнее задание
Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты:
1. AI + H 2 SO 4 (конц.) →
2. Ag + HNO 3 (конц.) →
3. KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → …….. + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O
На уроке рассматривается сущность окислительно-восстановительных реакций, их отличие от реакций ионного обмена. Объясняются изменения степеней окисления окислителя и восстановителя. Вводится понятие электронного баланса.
Тема: Окислительно-восстановительные реакции
Урок: Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим реакцию магния с кислородом. Запишем уравнение этой реакции и расставим значения степеней окисления атомов элементов:
Как видно, атомы магния и кислорода в составе исходных веществ и продуктов реакции имеют различные значения степеней окисления. Запишем схемы процессов окисления и восстановления, происходящих с атомами магния и кислорода.
До реакции атомы магния имели степень окисления, равную нулю, после реакции - +2. Таким образом, атом магния потерял 2 электрона:
Магний отдает электроны и сам при этом окисляется, значит, он является восстановителем.
До реакции степень окисления кислорода была равна нулю, а после реакции стала -2. Таким образом, атом кислорода присоединил к себе 2 электрона:
Кислород принимает электроны и сам при этом восстанавливается, значит, он является окислителем.
Запишем общую схему окисления и восстановления:
Число отданных электронов равно числу принятых. Электронный баланс соблюдается.
В окислительно-восстановительных реакциях происходят процессы окисления и восстановления, а значит, меняются степени окисления химических элементов. Это отличительный признак окислительно-восстановительных реакций .
Окислительно-восстановительными называют реакции, в которых химические элементы изменяют свою степень окисления
Рассмотрим на конкретных примерах, как отличить окислительно-восстановительную реакцию от прочих реакций.
1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Для того чтобы сказать, является ли реакция окислительно-восстановительной, необходимо расставить значения степеней окисления атомов химических элементов.
1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2
1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Обратите внимание, степени окисления всех химических элементов слева и справа от знака равенства остались неизменными. Значит, эта реакция не является окислительно-восстановительной.
4 +1 0 +4 -2 +1 -2
2. СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О
В результате данной реакции степени окисления углерода и кислорода поменялись. Причем углерод повысил свою степень окисления, а кислород понизил. Запишем схемы окисления и восстановления:
С -8е =С - процесс окисления
О +2е = О - процесс восстановления
Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, т.е. соблюдался электронный баланс , необходимо домножить вторую полуреакцию на коэффициент 4:
С -8е =С - восстановитель, окисляется
О +2е = О 4 окислитель, восстанавливается
Окислитель в ходе реакции принимает электроны, понижая свою степень окисления, он восстанавливается.
Восстановитель в ходе реакции отдает электроны, повышая свою степень окисления, он окисляется.
1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. - М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.67)
2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. - М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)
3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)
4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.54-55)
5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)
Дополнительные веб-ресурсы
1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) ().
2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (интерактивные задачи по теме) ().
3. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().
Домашнее задание
1. №10.40 - 10.42 из «Сборника задач и упражнений по химии для средней школы» И.Г. Хомченко, 2-е изд., 2008 г.
2. Участие в реакции простых веществ - верный признак окислительно-восстановительной реакции. Объясните почему. Напишите уравнения реакций соединения, замещения и разложения с участием кислорода О 2 .
На уроке рассматривается сущность окислительно-восстановительных реакций, их отличие от реакций ионного обмена. Объясняются изменения степеней окисления окислителя и восстановителя. Вводится понятие электронного баланса.
Тема: Окислительно-восстановительные реакции
Урок: Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим реакцию магния с кислородом. Запишем уравнение этой реакции и расставим значения степеней окисления атомов элементов:
Как видно, атомы магния и кислорода в составе исходных веществ и продуктов реакции имеют различные значения степеней окисления. Запишем схемы процессов окисления и восстановления, происходящих с атомами магния и кислорода.
До реакции атомы магния имели степень окисления, равную нулю, после реакции - +2. Таким образом, атом магния потерял 2 электрона:
Магний отдает электроны и сам при этом окисляется, значит, он является восстановителем.
До реакции степень окисления кислорода была равна нулю, а после реакции стала -2. Таким образом, атом кислорода присоединил к себе 2 электрона:
Кислород принимает электроны и сам при этом восстанавливается, значит, он является окислителем.
Запишем общую схему окисления и восстановления:
Число отданных электронов равно числу принятых. Электронный баланс соблюдается.
В окислительно-восстановительных реакциях происходят процессы окисления и восстановления, а значит, меняются степени окисления химических элементов. Это отличительный признак окислительно-восстановительных реакций .
Окислительно-восстановительными называют реакции, в которых химические элементы изменяют свою степень окисления
Рассмотрим на конкретных примерах, как отличить окислительно-восстановительную реакцию от прочих реакций.
1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Для того чтобы сказать, является ли реакция окислительно-восстановительной, необходимо расставить значения степеней окисления атомов химических элементов.
1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2
1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Обратите внимание, степени окисления всех химических элементов слева и справа от знака равенства остались неизменными. Значит, эта реакция не является окислительно-восстановительной.
4 +1 0 +4 -2 +1 -2
2. СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О
В результате данной реакции степени окисления углерода и кислорода поменялись. Причем углерод повысил свою степень окисления, а кислород понизил. Запишем схемы окисления и восстановления:
С -8е =С - процесс окисления
О +2е = О - процесс восстановления
Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, т.е. соблюдался электронный баланс , необходимо домножить вторую полуреакцию на коэффициент 4:
С -8е =С - восстановитель, окисляется
О +2е = О 4 окислитель, восстанавливается
Окислитель в ходе реакции принимает электроны, понижая свою степень окисления, он восстанавливается.
Восстановитель в ходе реакции отдает электроны, повышая свою степень окисления, он окисляется.
1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. - М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.67)
2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. - М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)
3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)
4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.54-55)
5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)
Дополнительные веб-ресурсы
1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) ().
2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (интерактивные задачи по теме) ().
3. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().
Домашнее задание
1. №10.40 - 10.42 из «Сборника задач и упражнений по химии для средней школы» И.Г. Хомченко, 2-е изд., 2008 г.
2. Участие в реакции простых веществ - верный признак окислительно-восстановительной реакции. Объясните почему. Напишите уравнения реакций соединения, замещения и разложения с участием кислорода О 2 .
Разработки уроков (конспекты уроков)
Основное общее образование
Линия УМК О. С. Габриеляна. Химия (8-9)
Внимание! Администрация сайта сайт не несет ответственности за содержание методических разработок, а также за соответствие разработки ФГОС.
Использованная литература:
Цели урока :
Средства обучения :
Учебник: ЭФУ Габриелян О.С. Химия.8 класс:– М.: Дрофа, 2015
Подготовка обучающихся к работе на уроке. Правила работы и ТБ в смарт-классе при работе с ноутбуками
А) Вспомним все известные вам классификации химических реакций и признаки, которые лежат в основе каждой классификации. Повторение. «Типы химических реакций» (по средству обучения 2)
Работа по литературе 1:
1. По типу и составу реагирующих и образующихся веществ бывают реакции:
а) соединения;
б) разложения;
в) замещения;
г) обмена (в том числе и реакция нейтрализации).
2. По агрегатному состоянию веществ (фазе) различают реакции:
а) гомогенные;
б) гетерогенные.
3. По тепловому эффекту реакции делятся на:
а) экзотермические (в том числе реакции горения);
б) эндотермические.
4. По использованию катализатора выделяют реакции:
а) каталитические (в том числе ферментативные);
б) некаталитические.
5. По направлению различают реакции:
а) обратимые;
б) необратимые.
Б) Дать полную характеристику реакции синтеза оксида серы(6) из оксида серы(4) и кислорода:
А) Вспомним что такое С.О. и как он меняется при ХР. (Повторение с последующей проверкой по средству обучения 2.)
Б) Объяснение материала по ЭФУ стр. 263–265.
В) Работа по электронному приложению ЭФУ.
Г) Работа по литературе 2
А) Обучающиеся выполняют задание. ЭЛЕКТРОННОГО ПРИЛОЖЕНИЯ
При затруднении используем стр. 264-265 ЭФУ.
Б) Выполнение задания по электронному приложению, нахождение окислителя, восстановителя, переход электронов, работа у доски.
Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение
средняя образовательная школа № 15
Урок по химии
«Окислительно-восстановительные реакции»
8 класс
г.Королев
2014
Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции (ОВР).
Цели урока:
Обучающие:
Развивающие:
Воспитательные:
Тип урока: Урок изучения нового материала.
Вид урока: Урок – исследование.
Понятия, вновь вводимые на уроке: окислительно-восстановительные реакции; окислитель; восстановитель; процесс окисления; процесс восстановления.
Педагогические технологии: Технология интенсификации обучения на основе схемных и знаковых моделей учебного материала . В. Ф. Шаталов, игровые технологии. Селевко С.А, технология проблемного обучения (Дж. Дьюи, И. Лернер).
Оборудование и реактивы: соляная кислота, серная кислота, цинк в гранулах, магниевая стружка, раствор сульфата меди, железный гвоздь.
Ход урока
Играет музыка . Слова из песни Эдиты Пьехи –«Кто-то теряет, а кто-то находит…».
Учитель говорит: «Запомните эти слова. В конце урока мы вернемся к ним». А сейчас – ваши версии. Что это означает. Учащиеся высказывают свои предположения.
2. Понятие об окислительно-восстановительных реакциях
Давайте вспомним классификацию химических реакций, которая вам известна.
Есть еще одна классификация, основанная на изменении или сохранении степеней окисления атомов химических элементов, образующих реагенты и продукты реакции. По этому признаку различают реакции
Химические реакции
Реакции, протекающие с изменением реакции, протекающие без изменения степени
степени окисления элементов, образую- окисления
щихся вещества, участвующих в реакции (ОВР)
Учитель просит учащихся вспомнить,
Что называется степенью окисления (с.о.) и как она рассчитывается по формулам соединений?
Степенью окисления называется условный заряд атомов в химическом соединении, вычисленный исходя из предположения, что это соединение состоит из простых ионов.
Здесь учитель предлагает ученикам устно посчитать - найти степень окисления элементов.
Какая будет степень окисления серы и фосфора
В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления элементов с учётом числа их атомов равна 0.
H 2 +1 S x O 4 -2 Н 3 РО 4
(+1) . 2 +X + (-2) . 4 = 0
X = +6
H 2 +1 S +6 O 4 -2
Какие типы химических реакций вы знаете?
Учащиеся отвечают.
К ОВР относятся все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество .
Дать определение ОВР.
ОВР – это реакции, в ходе которых меняются степени окисления.
И еще одно определение. « Химические реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов в молекулах реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными».
Почему эти реакции так называются?
Рассмотрим примеры таких химических реакций.
В качестве примеров ОВР учитель демонстрирует следующий опыт.
H 2 SO4 + Mg =MgSO 4 +H 2
Обозначим степень окисления всех элементов в формулах веществ – реагентов и продуктов этой реакции:
Как видно из уравнения реакции, атомы двух элементов магния и водорода, изменили свои степени окисления.
Что с ними произошло?
Магний из нейтрального атома превратился в условный ион в степени окисления +2, то есть отдал 2е:
Mg 0 – 2е Mg +2
Запишите в свой конспект:
Элементы или вещества, отдающие электроны называются восстановителями; в ходе реакции они окисляются .
Условный ион Н в степени окисления +1 превратился в нейтральный атом, то есть каждый атом водорода получил по одному электрону.
2Н +1 +2е Н 2
Элементы или вещества, принимающие электроны, называются окислителями ; в ходе реакции они восстанавливаются .
Эти процессы можно представить в виде схемы:
Соляная кислота + магний сульфат магния + водород
CuSO 4 +Fe (железный гвоздь) = Fe SO 4 +Cu (красивый красный гвоздь)
Fe 0 – 2е Fe +2
Cu +2 +2е Cu 0
Кто-то теряет, а кто-то находит…
Процесс отдачи электронов называется окислением , а принятия – восстановлением.
В процессе окисления степень окисления повышается , в процессе восстановления – понижается.
Эти процессы неразрывно связаны между собой.
3. Метод электронного баланса как способ составления уравнений ОВР
Далее рассмотрим составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса. Затем расставляются коэффициенты. В основе метода электронного баланса лежит правило: общее число электронов, которые отдаёт восстановитель, всегда равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.
После объяснения учащиеся под руководством учителя составляют уравнения ОВР по планам, которые составил учитель к этому уроку (см. Приложение). Планы находятся у каждого ученика на парте.
Учитель: Среди изученных нами реакций к окислительно – восстановительным реакциям относятся:
2Mg + O 2 =2MgO
Ок исл-ль O 2 +4e ---2O -2 1 восстановление
2. Взаимодействие металлов с кислотой.
H 2 SO4 + Mg =MgSO 4 +H 2
Вос-ль Mg 0 -2e ---Mg +2 2 окисление
Ок исл-ль 2O -2 +4e --- O 2 0 1 восстановление
3. Взаимодействие металлов с солью.
Cu SO4 + Mg =MgSO 4 + Cu
Вос-ль Mg 0 -2e ---Mg +2 2 окисление
Ок исл-ль Cu +2 +2e --- Cu 0 1 восстановление
Диктуется реакция, один учащийся самостоятельно составляет схему реакции у доски:
H 2 + O 2 → H 2 O
Определим, атомы каких элементов изменяют степень окисления.
(H 2 ° + O 2 ° → H 2 O 2 ).
Составим электронные уравнения процессов окисления и восстановления.
(H 2 ° -2e → 2H + – процесс окисления,
O 2 ° +4e → 2O - ² - процесс восстановления,
Н 2 – восстановитель, О 2 - окислитель)
Подберём общее делимое для отданных и принятых е и коэффициенты для электронных уравнений.
(∙2| Н 2 °-2е → 2Н + - процесс окисления, элемент – восстановитель;
∙1| O 2 ° +4e → 2O - ² - процесс восстановления, элемент – окислитель).
Перенесём эти коэффициенты в уравнение ОВР и подберём коэффициенты перед формулами других веществ.
2H 2 + O 2 → 2H 2 O.
1. Записать схему реакции.
Упражнения для закрепления материала
3H 2 SO 4 + 2Al = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2
является … (восстановителем).
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
является… (окислителем).
Схема
Игра «Найди пару»
KOH + HCl | H 2 SO 3 |
|||
CaCO 3 | KCl + H 2 O |
|||
Н 2 + О 2 | Al 2 O 3 |
|||
Al + O 2 | CaO+ CO 2 |
|||
SO 2 +H 2 O | H 2 O |
Подведение итогов работы с карточкой. Проверка выполненных заданий. Формулировка выводов.
Делаем вывод : «В чем же заключается суть ОВР?»
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.
В тетрадях запишите вывод: весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции, в основном окислительно-восстановительные.
Домашнее задание.
§ 43, упр.1, 3, 7, выписать типичные окислители и восстановители (стр.234-235).
Приложение 1.
План составления уравнений ОВР
И электронного баланса к ним
1. Записать схему реакции.
2. Определить, атомы каких элементов изменяют степень окисления.
3. Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления.
4. Подобрать общее делимое для отданных и принятых электронов и коэффициенты для электронных уравнений.
5. Перенести эти коэффициенты в уравнение ОВР и подобрать коэффициенты перед формулами других веществ.
Схема
Степени окисления атомов и процессы окисления-восстановления
Отдача электронов, окисление
4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
- присоединение электронов, восстановление
Приложение 2.
Игра «Найди пару»
Даны химические реакции: на одной половине – исходные вещества, а на другой – продукты реакции. Необходимо найти правильную половинку для каждой из предложенных реакций, затем определить, к какому типу эта реакция относится. Если ОВР, то необходимо расставить коэффициенты в реакциях методом электронного баланса. (Работа в парах).
KOH + HCl | H 2 SO 3 |
|||
CaCO 3 | KCl + H 2 O |
|||
Н 2 + О 2 | Al 2 O 3 |
|||
Al + O 2 | CaO+ CO 2 |
|||
SO 2 +H 2 O | H 2 O |
