Конспект урока химии по теме quot Окислительно восстановительные реакции quot

Конспект урока химии по теме: "Окислительно-восстановительные реакции"

Нажмите, чтобы узнать подробности

Данная тема рассматривается на уроках химии в 11 классе. Учащиеся уже имеют начальные знания о степени окисления, способах её определения, процессах окисления и восстановления. В 11 классе мы углубляем и систематезируем знания по данной теме.

Просмотр содержимого документа
«Конспект урока химии по теме: «Окислительно-восстановительные реакции»»

Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции.

Цель урока: Обобщить, систематизировать и расширить знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях, важнейших окислителях и продуктах их восстановления.

Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости от активности металлов, концентрации кислот и реакции среды раствора.

Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца.

Показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.

Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.

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°, Н2 0 , О2 0 , F2 0 , Cl2 0 , Br2 0 .

Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н20), -1 (NaH).

Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н20), -1 (Н2О2), +2 (OF2).

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 K2Cr2O7.

Степень окисления калия +1, кислорода -2.

Подсчитаем число отрицательных зарядов: 7 • (-2) = -14

Число положительных зарядов должно быть + 14. На калий приходится два положительных заряда, следовательно, на хром – 12.

Так как в формуле два атома хрома, 12 делим на два: 12 : 2 = 6.

+ 6 – это степень окисления хрома.

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: MnO2, H2SO4, K2SO3, H2S, KMnO4.

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.

Окислительно — восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.

Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.

Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.
Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.

Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.

Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.

Самостоятельная работа № 2 по инструктивной карте: методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно –восстановительной реакции:

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 O3 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 Н3 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 MnO2 проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:

MnO2 + 4HCI = MnCI2 + CI2 + 2H2O (MnO2 – окислитель)

3. Углубление и расширение знаний

Важнейшие окислители и продукты их восстановления

1. Серная кислота — Н2SO4 является окислителем

А) Уравнение взаимодействия цинка с разбавленной Н2SO4 (слайд 3)

Какой ион является окислителем в данной реакции? (H + )

Продуктом восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, является H2.

Б) Рассмотрим другую реакцию – взаимодействие цинка с концентрированной Н2SO4 (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 Н2SO4 разные: H2S, S, SO2.

Чем выше активность металла, тем дальше (глубже) идет восстановление серы (вплоть до низшей степени окисления — 2) (слайд 5)

На схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот

2. Другая кислота – азотная – также окислитель за счет нитрат – иона NO3 . 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 HNO3, но эти металлы растворяются в «царской водке» — смеси концентрированных соляной и азотной кислот в соотношении 3 : 1.

Похожее:  Кубок мира 10 й этап Эстерсунд Швеция

Au + 3HCI (конц.) + HNO3 (конц.) = AuCI3 + NO + 2H2O

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 KMnO4. 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 KMnO4 (MnO4 — ):

в кислой среде – Mn +2 (соль), бесцветный раствор;

в нейтральной среде – MnO2, бурый осадок;

в щелочной среде — MnO4 2- , раствор зеленого цвета. (слайд 9,)

К схемам реакций:

Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель (слайд 10)

(Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно)

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:

Старые пятна перманганата калия содержат оксид марганца (IV), поэтому будет протекать еще одна реакция:

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.

Источник

конспект урока на тему «Окислительно-восстановительные реакции»

Уметь слушать учителя и своих одноклассников, быть внимательным к себе и окружающим, оценивать себя и других, вести беседу.

Слайд № 4

Учитель :       С окислительно-восстановительными реакциями связаны природные процессы обмена веществ, брожения, круговорота веществ в природе. Эти реакции можно наблюдать при сгорании топлива, в процессе коррозии металлов, при электролизе, выплавке металлов.

     ОВР – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Что такое степень окисления?

Слайд № 5

Ученик : Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычислительный исходя из предположения, что все связи в соединении ионные (то есть электронные пары полностью смещены в сторону атомов с большей электроотрицательностью, а соединение нейтральное). Степень окисления может быть положительной, отрицательной, нулевой.

Слайд № 6

Учитель : Как можно определить степень окисления?

Слайд № 7

Ученик:             Правила определения степени окисления:

  • В простом веществе элемент имеет нулевую степень окисления (К 0 ,О 2 0 );
  • Водород в соединениях (исключение –гидриды   металлов NaH -1 , Ca H 2 -1 и др.) имеет степень окисления +1;
  • Кислород в соединениях (исключение пероксиды [-1] и F 2 O[+2]   имеет степень окисления -2;
  • Степень окисления металлов в соединениях положительная и зависит от валентности, у щелочных металлов +1, у щелочноземельных металлов +2, у алюминия+3.

Слайд № 8

В молекуле сумма степень окисления всех элементов равна нулю, в ионе алгебраическая сумма степеней окисления равна заряду иона.

слайд № 9

  Задания на повторение:

      1. Определите степени окисления всех атомов в соединениях:

слайд № 10

Учитель:      ОВР – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.

слайд № 11

Задание:   Среди перечисленных реакций   укажите те реакции, которые являются окислительно- восстановительными.

слайд № 12

Учитель:   Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления .

Окисление – процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами. При окислении степень окисления увеличивается.   Атомы, молекулы или ионы, которые отдают   электроны, называются восстановителями.

  Слайд № 13 — 14

  Восстановление – процесс присоединения электронов атомами, молекулами или ионами.   Степень окисления при восстановлении уменьшается. Атомы, молекулы или ионы,   которые принимают электроны, называются окислителями.

Окисление   и восстановление – взаимосвязанные процессы. Число электронов, отданных окислителем в ОВР, всегда равно числу электронов, принятых восстановителем.

       При составлении ОВР 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. Рассмотрим, как составляется электронный баланс, (алгоритм).

Слайд № 15 -22

Метод электронного баланса.

Пример:     Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в   уравнении   химической реакции:

Определите окислитель и восстановитель.

  1. Записать схему реакции, например: AL +HCL → ALCL 3 +H 2
  2. Определите степени окисления элементов и найти элементы, которые изменяют степени окисления: AL 0 +H +1 CL -1 → AL +3 CL 3 -1 +H 2 0

3. Написать уравнение процессов окисления и восстановления обязательно учитывать количество атомов элементов, участвующих в процессах:

2 H +1 +2 e = H 2 0

4. Уравнять число   отданных и принятых электронов и определить коэффициенты при окислителе и восстановителе.

АL 0 -3 e = AL +3   |2-процесс окисления А L 0 -восстановитель

2 H +1 +2 e = H 2 0     |3-процесс восстановления, H +1 – окислитель

2 АL 0 +6Н +1 = 2 АL +3 +3Н 2 0

5. Перенести   полученные коэффициенты с учетом числа атомов элементов, участвующих в процессах, в молекулярное уравнение и, используя закон сохранения массы, уравнять его.

2 AL +6 HCL → 2 ALCL 3 +3 H 2

    Проверить число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения:

Вывод:   реакция уравнена.

    Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление окислением. Не бывает одного процесса без другого. ОВР – это единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.

Слайд № 23 — 24

Возникают трудности с определением числа электронов и типа процесса (т.е. +ē или

Можно рекомендовать следующий прием: 5 – 2 = +3

Или алгебраическое уравнение, обозначив число электронов через х. электроны заряжены отрицательно, учтем это при составлении уравнения:

Надо принять 3 электрона. Записываем это:

N +5 +3ē →N +2 окислитель (восстановитель).

Слайд № 25

N -2 -5ē →N +3 восстановитель (окисляется).

Слайд № 26

Задание для закрепления.  

  1. Рассмотрите следующие примеры:
  1. Укажите окислитель и восстановитель в следующих реакциях.

  слайд № 27

Домашнее задание:

Расставьте коэффициенты c помощью   электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель в следующих реакциях:

Источник



План-конспект урока химии "Окислительно-восстановительные реакции" в 8 классе.

Нажмите, чтобы узнать подробности

В природе постоянно происходят превращения разных веществ, которые можно выразить с помощью химических уравнений. Жизнь на нашей планете невозможна без химических реакций, постоянно происходящих вокруг нас.

Просмотр содержимого документа
«План-конспект урока химии «Окислительно-восстановительные реакции» в 8 классе.»

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение

средняя общеобразовательная школа № 25 имени И.А. Копылова ГОЩ (корпус 2)

141146 Московская область, городской округ Щёлково, п. Фряново, ул. Первомайская, д. 12

Методическая разработка урока химии в 8 классе
на тему:

«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»

Казаринова Марина Сергеевна,

Тип урока: комбинированный урок с использованием презентации.

Педагогические технологии: технология проблемного диалога на этапе изучения нового материала, технология развития мотивации достижений, элементы здоровьесберегающих технологий.

сформировать представление у учащихся об окислительно-восстановительных процессах, окислителях и восстановителях.

Задачи урока:

Обучающие:

рассмотреть сущность окислительно-восстановительных процессов;

создать условия для самостоятельного решения учебных и познавательных задач (понимания процессов окисления и восстановления, их взаимосвязи);

формировать ключевые компетенции, т.е. универсальные способы деятельности, применимые в различных ситуациях (анализировать, планировать, делать выводы);

закрепить навыки в составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

Развивающие:

совершенствовать умения высказывать суждение о типе химической реакции, анализируя степень окисления атомов в веществах;

продолжить развитие логического мышления, умений наблюдать, делать выводы, работать с алгоритмами, формировать интерес к предмету.

Воспитательные:

формировать потребность в познавательной деятельности и ценностное отношение к знаниям, совершенствовать трудовые навыки;

Похожее:  Марк Селби 8212 четырехкратный чемпион Мира по снукеру

научить слушать учителя и своих одноклассников, быть внимательным к себе и окружающим, оценивать себя и других, вести беседу;

воспитать культуру общения через работу в парах "ученик — ученик", "учитель — ученик".

Планируемые образовательные результаты:

Предметные — сформировать умение определять окислительно-восстновительные реакции, окислитель, восстановитель, окисление, восстановление, составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций, используя метод электронного баланса.

Метапредметные — формирование умения использовать знаково-символические средства для раскрытия сущности процессов «окисления» и «восстановления»; умения создавать обобщения, устанавливать аналогии, осуществлять классификацию, делать выводы.

Личностные — понимание единства естественнонаучной картины мира. Понимание значимости естественнонаучных знаний в повседневной жизни, технике, медицине, для решения практических задач.

Основные понятия, изучаемые на уроке: окислительно-восстановительные реакции, окислитель, восстановитель, окисление, восстановление.

Средства обучения:

периодическая система Д. И. Менделеева;

Хронологическая карта урока:

Организационный момент – 1 мин.

Актуализация знаний – 9 мин.

Изучение нового материала – 25 мин.

Закрепление полученных знаний – 5 мин.

Рефлексия учебной деятельности – 2 мин.

Домашнее задание – 2 мин.

Организационный момент.

Добрый день, ребята! Как мы с вами уже знаем, в природе постоянно происходят превращения разных веществ, которые можно выразить с помощью химических уравнений. Жизнь на нашей планете невозможна без химических реакций, постоянно происходящих вокруг нас.

Актуализация знаний.

Дыхание у человека – это одна из главных загадок жизни человека, ключ к множеству факторов жизни: здоровью, продолжительности жизни, развитию необычных высоких способностей человека.

Человек может прожить неделю без воды, месяц — без пищи, несколько дней — без сна, но через 5 – 7 минут он умрёт, если не будет дышать.

Дыхание позволяет человеку лучше познать себя, восстанавливать энергетические запасы организма. У человека 100 триллионов клеток и все они должны дышать.

А что использует для дыхания человек? (ответ учеников: — Кислород).

Какую степень окисления почти всегда имеет кислород – (-2).

Что такое степень окисления – (условный заряд элемента, рассчитанный исходя из условий, что все связи в соединении ионные).

А кто является его главным поставщиком кислорода в воздух? – (Растения).

Как называется процесс, протекающий в зеленых частях растений? – (Фотосинтез).

Демонстрация «Горение спички».

Какой процесс мы наблюдаем? – (Горение).

Реакции горения применяются для получения тепла, света, механической энергии. Именно с их помощью ракеты и самолеты поднимаются в космос.

Процессы дыхания, фотосинтеза, горения, брожения, извержения вулканов, грозового разряда, образования перегноя, коррозии металлов и многие другие – все это окислительно-восстановительные реакции.

Как вы считаете, возможно, ли было возникновение жизни на нашей планете без участия окислительно-восстановительных процессов? – (Нет)

Поэтому окислительно-восстановительные реакции требуют к себе особого уважения.

Запишите в тетради тему урока: «Окислительно-восстановительные реакции».

Изучение нового материала.

Сегодня на уроке мы будет рассматривать процессы, в основе которых лежат … (окислительно-восстановительные реакции).

Многообразие классификаций химических реакций по различным признакам (направлению, числу и составу реагирующих и образующих веществ, использованию катализатора, тепловому эффекту) можно дополнить еще одним признаком. Это признак – изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагирующие вещества. (учебник стр.229)

По этому признаку различают химические реакции

Химические реакции

(запись на доске, ученики в тетрадь)

реакции, протекающие с изменением реакции, протекающие без изменения степени окисления элементов степени окисления элементов

Например, в реакции

+1 +5 -2 +1 -1 +1 -1 +1 +5 -2

AgNO3 + HCl AgCl + HNO3

Степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились.

А вот в другой реакции – взаимодействие соляной кислоты с цинком

2HCl + Zn ZnCl2 + H2

Атомы двух элементов, водорода и цинка, изменили свои степени окисления: водород с +1 на 0, а цинк – с 0 на +2. Следовательно, в этой реакции каждый атом водорода получил по одному электрону, а каждый атом цинка – отдал два электрона.

2H + 2e H2

Zn — 2е Zn

Определив степени окисления элементов в уравнении реакции, можно определить, какой атом является окислителем, какой — восстановителем.

Итак, мы должны усвоить основные понятия нашего урока:

Окислительно-восстановительные реакции – это химические реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества.

(Учебник, стр. 230)

Восстановитель — атом или ион, который отдает электрон, а сам окисляется. Его степень окисления при этом понижается.

(Учебник, стр. 230)

Окислитель — атом или ион, который принимает электрон, а сам восстанавливается.

(Учебник, стр. 230)

Восстановление — процесс присоединения электронов, который сопровождается понижением степени окисления.

(Учебник, стр. 231)

Окисление — процесс отдачи электрона, который сопровождается повышением степени окисления.

(Учебник, стр. 231).

Физкультминутка.

Мы на химии писали и немножечко устали,

Мы немножко отдохнем и учиться вновь начнем — (встаем).

Электрон изображаем, путь его мы повторяем,

Как электроны по кругу перемещаются,

Наши головы вращаются — (круговые движения головой).

Пробирку все изображаем, руки вверх мы поднимаем — (руки вверх).

Реакция осуществляется, осадок вниз весь опускается — (руки вниз).

Упражнение повторим, пробирку вновь изобразим — (руки вверх, вниз).

Теперь представим мы весы — (руки в стороны).

Мы взвесить вещество должны – (покачали руками вверх-вниз)

На левую чашку вещество положили — (наклон влево),

На правую разновесы поместили — (наклон вправо).

Покачались, покачались, к равновесию пришли — (встали ровно).

Всё, немножечко размялись – вновь учиться мы должны! – (сели за парты).

А теперь давайте рассмотрим составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса. В основе метода электронного баланса лежит правило: общее число электронов, которые отдаёт восстановитель, всегда равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

Среди изученных нами реакций к окислительно-восстановительным реакциям относятся:

1. Взаимодействие металлов с неметаллами

2 Mg + O2 =2 Mg O

Восстановитель Mg 0 — 2e Mg +2 2 окисление

Окислитель O2 + 4e 2O -2 1 восстановление

2. Взаимодействие металлов с кислотой

Восстановитель Mg — 2e Mg 2 окисление

Окислитель 2 H 1 + 2e 2 H 0 1 восстановление

3. Взаимодействие металлов с солью

Восстановитель Mg 0 -2e Mg +2 2 окисление

Окислитель Cu +2 +2e Cu 0 1 восстановление

А теперь давайте все вместе разберем пример. Диктуется реакция, один учащийся самостоятельно составляет схему реакции у доски (слайд № 17):

Из этого примера видно, что число электронов, принятых окислителем, может отличаться от числа электронов, отданных восстановителем. Но этого быть не должно(!), так как при этом нарушается закон сохранения материи. Значит, число отданных электронов должно равняться числу принятых электронов. А для этого следует изменить число атомов окислителя и восстановителя, поставив соответствующие коэффициенты. Например, в данном случае:

Эти коэффициенты (3 и 2) означают, что три атома меди отдают шесть электронов, а два атома азота принимают шесть электронов:

Или в краткой форме:

Теперь осуществлён баланс (равенство) электронов, поэтому именно эти коэффициенты из электронного баланса (3 и 2) должны быть в уравнении реакции

Но теперь не осуществляется баланс по азоту! Где же допущена ошибка? Дело в том, что в электронном балансе учитываются только электронные процессы окисления и восстановления, т. е. учитываются только те атомы, которые меняют степени окисления, а часть атомов не изменила ее:

Отсюда правило: коэффициенты электронного баланса ставят только к тем атомам, которые с данной степенью окисления встречаются в химическом уравнении один раз.

Исправим ошибку и уравняем атомы остальных элементов:

Проверим по кислороду:

до реакции: 8 · 3 = 24 атома;

после реакции: 3 · 3 · 2 + 2 + 4 = 24 атома.

Правила расстановки коэффициентов методом электронного баланса

1. Расставить степени окисления.

2. Выписать элементы, изменившие степени окисления, указав число отданных и принятых электронов. Определить окислитель и восстановитель.

3. Поставить дополнительные коэффициенты, уравняв число отданных и принятых электронов.

4. Проверить эти коэффициенты: они должны соответствовать числу атомов данного элемента в молекуле. Например, если дополнительный коэффициент нечётный, а в молекуле чётное число атомов, то оба дополнительных коэффициента удваиваются.

5. Проверенные коэффициенты переносят в уравнение, считая атомы, к тем элементам, которые с данной степенью окисления встречаются в уравнении ОДИН раз.

6. Затем уравнивают атомы:

Закрепление полученных знаний.

Выполним еще одно задание на закрепление (работа в парах).

Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

Проверьте друг друга, сравнив результаты с ответами в презентации.

Составим электронные уравнения:

N +5 +3e — = N +2 | 8 окислитель

S -2 — 8e — = S +6 | 3 восстановитель

Сложим два уравнения

8N +5 +3S -2 — = 8N +2 + 3S +6

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение:

Итак, подведем итоги и сделаем выводы:

окислительно-восстановительные реакции – это единство двух противоположных процессов окисления и восстановления;

сутью окислительно-восстановительных реакций является переход электронов от одних атомов, молекул и ионов к другим;

окислительно-восстановительные реакции играют огромную роль во всех жизненных процессах, поэтому очень важно научиться грамотно их составлять.

Рефлексия учебной деятельности.

В конце нашего урока я хочу попросить вас выразить свое мнение, настроение об уроке, выбрав и подняв вверх соответствующий смайлик, (каждому ученику раздаются наборы карточек со смайликами)

Поставьте оценку полученным вами в ходе урока знаниям и, если ваша оценка «5», поднимите руки вверх и скажите: — «Я МОЛОДЕЦ!».

Домашнее задание.

Ребята, запишите домашнее задание (запись на доске).

Похожее:  Что это такое систематизация результатов инвентаризации

— запишите основные определения урока;

— приведите примеры важнейших восстановителей и окислителей;

— расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, укажите восстановитель и окислитель:

N +5 +2e — = N +3 | 2 окислитель

2N +5 + 2O -2 = 2N +3 + O2 0 ;

N2 +6e — = 2N -3 | 2 | 1 окислитель

Mg 0 -2e= Mg +2 | 6 | 3 восстановитель

N2 + 3Mg 0 = 2N -3 + 3Mg +2 .

Используемая литература:

Габриелян О.С. Химия. 8 класс: учеб. для ОУ. – 16-е изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2010. – 270 с.

Денисова Л.В., Черногорова Г.М. Химия: Таблица Д.И. Менделеева и справочные материалы: Пособие для уч-ся. – М.: Гуманитар. изд. центр ВЛАДОС, 2004. – 16 с.

Аликберова Л.Ю. Полезная химия: задачи и истории. – М.: Дрофа, 2005. – 187 с.

Хомченко Г.П. Химия для поступающих в ВУЗы: Учеб.пособие. – 2-е изд., испр. – М.: Высш.шк., 1994. – 447 с.

Источник

Конспект урока по химии 9 класс «Окислительно — восстановительные реакции»

Обучающие: познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окисления элементов- с окислительно-восстановительными реакциями(ОВР). Сформировать понятие об окислительновосстановительных реакциях, как химических реакциях по признаку изменения степени окисления элементов. Дать понятия «Окислитель» и «восстановитель». Охарактеризовать единство и неразрывность процессов окисления и восстановления, научить учащихся расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Развивающие: продолжить формирование умений составлять уравнения химических реакций. Способствовать расширению кругозора обучающихся, развитию умений и навыков применения полученных знаний для объяснения явлений окружающего мира. Продолжить развитие логического мышления, умений анализировать и сравнивать. Совершенствовать практические умения и навыки работы с лабораторным оборудованием и химическими реактивами; дополнить знания учащихся о правилах работы в химическом кабинете. Развивать умение наблюдать, делать выводы.

Воспитательные: способствовать формированию культуры межличностного общения на примере умения слушать друг друга, задавать вопросы друг другу, анализировать ответы товарищей, прогнозировать результат работы, оценивать свою работу. Формировать научное мировоззрение учащихся, совершенствовать трудовые навыки.

Тип урока: изучение нового материала.

Дидактические цели: создать условия для осознания и осмысления блока новой учебной информации.

Форма урока: урок — дискуссия с элементами проблемного обучения.

Содержимое разработки

9 класс. Тема урока «Окислительно- восстановительные реакции».

УМК Рудзитис Г. Е. Фельдман Ф.Г.

Обучающие: познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окисления элементов- с окислительно-восстановительными реакциями(ОВР). Сформировать понятие об окислительновосстановительных реакциях, как химических реакциях по признаку изменения степени окисления элементов. Дать понятия «Окислитель» и «восстановитель». Охарактеризовать единство и неразрывность процессов окисления и восстановления, научить учащихся расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Развивающие: продолжить формирование умений составлять уравнения химических реакций. Способствовать расширению кругозора обучающихся, развитию умений и навыков применения полученных знаний для объяснения явлений окружающего мира. Продолжить развитие логического мышления, умений анализировать и сравнивать. Совершенствовать практические умения и навыки работы с лабораторным оборудованием и химическими реактивами; дополнить знания учащихся о правилах работы в химическом кабинете. Развивать умение наблюдать, делать выводы.

Воспитательные: способствовать формированию культуры межличностного общения на примере умения слушать друг друга, задавать вопросы друг другу, анализировать ответы товарищей, прогнозировать результат работы, оценивать свою работу. Формировать научное мировоззрение учащихся, совершенствовать трудовые навыки.

Тип урока: изучение нового материала.

Дидактические цели: создать условия для осознания и осмысления блока новой учебной информации.

Форма урока: урок — дискуссия с элементами проблемного обучения.

Методы обучения: объяснительно — иллюстративный, проблемный, частично — поисковый.

Организационный момент.

Путешествие в прошлое:

Учитель: В III веке до н.э. на острове Родос был построен памятник в виде огромной статуи Гелиоса (у греков Бог Солнца).Грандиозный замысел и совершенство исполнения Колосса Родосского – одного из чудес света- поражали всех, кто его видел.(показ колосса на слайде).Мы не знаем точно, как выглядела статуя, но известно, что она была сделана из бронзы и достигла в высоту около 33 м. Статуя была создана скульптором Харетом, на ее строительство ушло 12 лет. Бронзовая оболочка крепилась к железному каркасу. Полую статую начали строить снизу и, по мере того как она росла, заполняли камнями, чтобы сделать ее устойчивее .Примерно через 50 лет после завершения строительства Колосс рухнул. Во время землетрясения он переломился на уровне колен. Ученые считают причиной недолговечности этого чуда стала коррозия металла, а основе процесса коррозии лежат окислительно- восстановительные реакции. Запишите в тетради тему урока: «Окислительновосстановительные реакции».

Итак, сегодня на уроке мы с вами познакомимся с окислительно — восстановительными реакциями и выясним, в чём отличие обменных реакций от окислительно — восстановительных реакций. Научимся определять в реакциях окислитель и восстановитель. Научимся составлять схемы процессов отдачи и принятия электронов.

Актуализация знаний.

Для начала, давайте вспомним , что такое степень окисления и как определяется степень окисления в простых и сложных веществах.

Степень окисления- это условный заряд атома в соединении. Степень окисления совпадает с валентностью, но в отличие от валентности степень окисления бывает отрицательной.

Правила определения степеней окисления:

1. У свободных атомов и у простых веществ степень окисления равна 0:

2. Металлы во всех соединениях имеют положительную степень окисления (ее максимальное значение равно номеру группы):

а) у металлов главной подгруппы I группы +1;

б) у металлов главной подгруппы II группы +2;

3. В соединениях кислород имеет степень окисления -2

4. В соединениях с неметаллами у водорода степень окисления +1, а с металлами -1.

5. В соединениях сумма степеней окисления всех атомов равна 0.

+1 — 1 = 0 (2 · 1) — 2 = 0 (1 · 2) + 6 — (2 · 4) = 0

Изучение новой темы.

В 8 классе вы познакомились с реакциями соединения, разложения, замещения и обмена. В основу этой классификации химических реакций положены число и состав исходных и образующихся веществ. Рассмотрим химические реакции с точки зрения окисления (отдачи электронов) и восстановления (присоединения электронов) атомов элементов. Над знаками химических элементов проставим их степени окисления.

Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?

В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа.

Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов называется окисление.

H 2 0 — 2ē 2 H + 2 Br — — 2ē Br 2 0 S -2 — 2ē S 0

Процесс присоединения электронов называется восстановление:

M n +4 + 2ē Mn +2 S 0 + 2ē S -2 Cr +6 +3ē Cr +3

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны — восстановителями.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Существуют два метода составления окислительно — восстановительных реакций — метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим метод электронного баланса.
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Рассмотрим этот метод на примере.

Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Составить схему реакции.

Al + HCl AlCl 3 + H 2

Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.

Al + H +1 Cl -1 → Al +3 Cl 3 -1 + H 2

Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.

Эта реакция является ОВР

Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются.

Al + H +1 Cl -1 Al +3 Cl 3 -1 + H 2

Определить, какой элемент окисляется, (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается), в процессе реакции.

Al → Al +3 окисляется

H +1 → H 2 0 восстанавливается

В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)

Al 0 – 3 ē → Al +3 процесс окисление

2 H +1 + 2 ē → H 2 0 процесс восстановление

Определить восстановитель и окислитель.

Al 0 – 3 ē → Al +3 восстановитель

2 H +1 + 2 ē → H 2 0 окислитель

Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.

2H +1 + 2 ē → H 2 0

Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.

2H +1 + 2 ē → H 2 0

Расставить коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя.

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

Проверить уравнение реакции.

Посчитаем количество атомов справа и слева, если их будет равное количество – уравнение мы уравняли.

Закрепление.

№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H 2 S , O 2, NH 3, HNO 3, Fe , K 2 Cr 2 O 7

№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах: H 2 S → SO 2 → SO 3

№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель);

А ) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

Б) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

№ 4. Даны схемы уравнений реакций :
С uS + HNO 3 ( разбавленная ) = Cu(NO 3 ) 2 + S + NO + H 2 O

K + H2O = KOH + H2
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.
Укажите вещество — окислитель и вещество — восстановитель.

Источник

Adblock
detector