Окислительно-восстановительные реакции. Конспект урока с презентацией "составление окислительно - восстановительных реакций" Опорный конспект по теме овр
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:
- Настольная книга учителя химии. 8 класс. О.С. Габриелян, Н.П.Воскобойникова, А.В.Яшукова (М.:Дрофа). 2003г.
- ЭФУ Химия 8 класс. О.С. Габриелян, (М.:Дрофа).
- Рабочая тетрадь к учебнику О.С. Габриеляна Химия 8 класс. О.С. Габриелян, А.С. Сладков (М.:Дрофа-2013).
Цели урока :
- обучающие: познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окислений элементов – окислительно-восстановительными реакциями, повторить понятия “окислитель”, “восстановитель”, “окисление”, “восстановление”;
- развивающие : продолжить развитие логического мышления, формирование интереса к предмету, используя современные технологии в обучении.
- воспитательные: формировать научное мировоззрение обучающихся, формирование культуры межличностного общения: оценивать свою работу..
Средства обучения :
- Электронное приложение к учебнику «Химия 8 класс». О.С. Габриелян, (М.:Дрофа).
- Интерактивное учебное пособие «НАГЛЯДНАЯ ХИМИЯ. Химия. 8-9 класс.» Москва: ООО «Экзамен-Медиа» 2011-2013
Учебник: ЭФУ Габриелян О.С. Химия.8 класс:– М.: Дрофа, 2015
Ход урока
1. Организационный этап
Подготовка обучающихся к работе на уроке. Правила работы и ТБ в смарт-классе при работе с ноутбуками
2. Актуализация знаний обучающихся
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:
3. Усвоение новых знаний по ЭФУ
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
4. Первичное закрепление знаний
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.
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 .
Тема:»Окислительно-восстановительные реакции».
Цели урока:
Рассмотреть сущность окислительно-восстановительных процессов, научить применять «степени окисления» для определения процессов окисления и восстановления.
научить учащихся уравнивать записи окислительно-восстановительные реакции методом электронного баланса.
Совершенствовать умения высказывать суждение о типе химической реакции, анализируя степень окисления атомов в веществах;
делать выводы, работать с алгоритмами, формировать интерес к предмету.
Формировать научное мировоззрение учащихся; совершенствовать трудовые навыки;
научить слушать учителя и своих одноклассников, быть внимательным к себе и окружающим, оценивать себя и других, вести беседу.
Оборудование и реактивы: соляная кислота, серная кислота, цинк в гранулах, магниевая стружка, раствор сульфата меди, железный гвоздь.
Ход урока
Организационный момент.
Понятие об окислительно-восстановительных реакциях
Давайте вспомним классификацию химических реакций, которая вам известна.
По числу и составу реагентов и продуктов,
По тепловому эффекту,
По направлению,
Участию катализатора.
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.
Степень окисления кислорода почти всегда равна -2.
Степень окисления водорода почти всегда равна +1.
Степень окисления металлов всегда положительна и в максимальном значении почти всегда равна номеру группы.
Степень окисления свободных атомов и атомов в простых веществах всегда равна 0.
Суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна 0.
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 SO 4 + 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 – 2 е Fe +2
Cu +2 +2 е 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:
Взаимодействие металлов с неметаллами .
2 Mg + O 2 =2 MgO
Вос-ль Mg 0 -2 e --- Mg +2 2 окисление
Ок исл-ль O 2 +4 e ---2 O -2 1 восстановление
2. Взаимодействие металлов с кислотой.
H 2 SO 4 + Mg = MgSO 4 + H 2
Вос-ль Mg 0 -2 e --- Mg +2 2 окисление
Ок исл-ль 2 O -2 +4 e --- O 2 0 1 восстановление
3. Взаимодействие металлов с солью.
Cu SO 4 + Mg = MgSO 4 + Cu
Вос-ль Mg 0 -2 e --- Mg +2 2 окисление
Ок исл-ль Cu +2 +2 e --- 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 ° -2 e → 2 H + – процесс окисления,
O 2 ° +4 e → 2 O - 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 ° +4 e → 2 O - ² - процесс восстановления, элемент – окислитель).
Перенесём эти коэффициенты в уравнение ОВР и подберём коэффициенты перед формулами других веществ.
2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O .
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.
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.
Домашнее задание.
§ 43, упр.1, 3, 7
2 Урок химии в 8-м классе по теме «Окислительно-восстановительные реакции»
Аннотация: Урок химии по теме «Окислительно-во сстановительные реакции» предназначен для учащихся 8-х классов. На уроке раскрываются основные понятия об окислительно-вос становительных реакциях: степень окисления, окислитель, восстановитель, окисление, восстановление: формируется умение составлять записи ОВР методом электронного баланса.
Урок химии в 8-м классе по теме
«Окислительно-во сстановительные реакции»
ЦЕЛЬ УРОКА: формировать систему знаний об окислительно-вос становительных реакциях, научить составлять записи ОВР методом электронного баланса.
ЗАДАЧИ УРОКА:
Обучающие : рассмотреть сущность окислительно-вос становительных процессов, научить применять «степени окисления» для определения процессов окисления и восстановления; научить учащихся уравнивать записи окислительно-вос становительной реакции методом электронного баланса.
Развивающие : Совершенствовать умения высказывать суждение о типе химической реакции, анализируя степень окисления атомов в веществах; делать выводы, работать с алгоритмами, формировать интерес к предмету.
Воспитывающие : формировать потребность в познавательной деятельности и ценностное отношение к знаниям; анализировать ответы товарищей, прогнозировать результат работы, оценивать свою работу; воспитать культуру общения через работу в парах «ученик – ученик», «учитель – ученик».
Тип урока: Урок изучения нового материала.
Методы, используемые на уроке: Объяснительно-ил люстративный.
Понятия, вводимые на уроке: окислительно-вос становительные реакции; окислитель; восстановитель; процесс окисления; процесс восстановления.
Используемое оборудование и реактивы: таблица растворимости, периодическая система Д. И. Менделеева, соляная кислота, серная кислота, цинк в гранулах, магниевая стружка, раствор сульфата меди, железный гвоздь.
Форма работы: индивидуальная, фронтальная.
Время урока: (90 минут, 2 урока).
Ход урока
I . Организационный момент
II . Повторение пройденного материала
УЧИТЕЛЬ: Ребята, давайте вспомним с вами ранее изученный материал о степени окисления, который будет необходим нам на уроке.
Устный фронтальный опрос:
Что такое электроотрицател ьность?
Что такое степень окисления?
Может ли степень окисления элемента быть равной нулю? В каких случаях?
Какую степень окисления чаще всего проявляет кислород в соединениях?
Вспомните исключения.
Какую степень окисления проявляют металлы в полярных и ионных соединениях?
Как рассчитывается степень окисления по формулам соединений?
Степень окисления кислорода почти всегда равна -2.
Степень окисления водорода почти всегда равна +1.
Степень окисления металлов всегда положительна и в максимальном значении почти всегда равна номеру группы.
Степень окисления свободных атомов и атомов в простых веществах всегда равна 0.
Суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна 0.
УЧИТЕЛЬ предлагает ученикам для закрепления сформулированных правил посчитать - найти степень окисления элементов в простых веществах и соединениях:
S , Н 2 , H 3 PO 4 , NaHSO 3, HNO 3 , Cu(NO 2 ) 2, NO 2 , Ва, Al.
Например: Какая будет степень окисления серы в серной кислоте?
В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления элементов с учётом числа их атомов равна 0.
H 2 +1 S x O 4 -2
(+1) * 2 +X *1 + (-2) . 4 = 0
X = + 6
H 2 +1 S +6 O 4 -2
III . Изучение нового материала
УЧИТЕЛЬ: 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.
По этому признаку различают реакции
Химические реакции
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
AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 (у доски пишет учащийся)
Степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились. А вот в другой реакции – взаимодействие соляной кислоты с цинком
2HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 (у доски пишет учащийся)
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
2H + 2e H 2
а каждый атом цинка – отдал два электрона
Zn - 2е Zn
УЧИТЕЛЬ: Какие типы химических реакций вы знаете?
УАЩИЕСЯ: К ОВР относятся все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвуетхотя бы одно простое вещество .
УЧИТЕЛЬ: Дать определение ОВР.
Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно – восстановительны ми реакциями.
УЧИТЕЛЬ: Ребята, определите устно, какая из предложенных реакций окислительно-вос становительной не является :
1) 2Na + Cl
2
= 2NaCl
2) Na
СL + AgNO
3
= NaNO
3
+AgCl↓
3) Zn + 2HCl = ZnCl
2
+ H
2
4) S +O 2 =SO 2
УЧАЩИЕСЯ: выполняют задание
УЧИТЕЛЬ: В качестве примеров ОВР продемонстрируем следующий опыт.
H 2 SO 4 + 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 восстанавливаютс я .<Приложение 1>
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 – 2 еFe +2
Cu +2 +2 еCu 0
Процесс отдачи электронов называется окислением , а принятия – восстановлением.
В процессе окисления степень окисления повышается , в процессе восстановления – понижается.
Эти процессы неразрывно связаны между собой.
УЧИТЕЛЬ: Давайте выполним задание по вышеописанному образцу.
Задание: Для окислительно – восстановительны х реакций укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления, составьте электронные уравнения:
1) BaO + SO 2 =BaSO 3
2) CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu
3) Li + O 2 = Li 2 O 3
4) CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
II часть урока (2-ой урок)
Метод электронного баланса как способ составления уравнений ОВР
Далее рассмотрим составление уравнений окислительно-вос становительных 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.
После объяснения учащиеся под руководством учителя составляют уравнения ОВР по планам, которые составил учитель к этому уроку <Приложение 2>.
Памятки находятся у каждого ученика на парте.
УЧИТЕЛЬ: Среди изученных нами реакций к окислительно – восстановительны м реакциям относятся:
Взаимодействие металлов с неметаллами
2Mg + O 2 =2MgO
Окислитель O 2 +4e 2O -2 1 восстановление
2. Взаимодействие металлов с кислотой.
H 2 SO 4 + Mg =MgSO 4 +H 2
Восстановитель Mg 0 -2e Mg +2 2 окисление
Окислитель 2O -2 +4e O 2 0 1 восстановление
3. Взаимодействие металлов с солью.
Cu SO 4 + Mg =MgSO 4 +Cu
Восстановитель Mg 0 -2e Mg +2 2 окисление
Окислитель 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.
2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O .
IV . Закрепление изученного материала
Упражнения для закрепления материала:
Какая схема превращения азота соответствует данному уравнению реакции
4NH 3 +5O 2 → 4NO + 6H 2 O
1) N +3 → N +2 3) N +3 → N -3
2) N -3 → N -2 4) N -3 → N +2
2) Установите соответствие между изменением степени окисления атома серы и схемой превращения вещества. Запишите цифры без пробелов и запятых.
СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЙ
A) H 2 S + O 2 → SO 2 + H 2 O
Б) H 2 SO 4 + Na → Na 2 SO 4 + H 2 S + H 2 O
В) SO 2 + Br 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + HBr
ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ
1) Э +4 → Э +6
2) Э +6 → Э -2
3) Э +6 → Э +4
4) Э -2 → Э +6
5) Э -2 → Э +4 ответ (521)
3)Установите соответствие между схемой превращения и изменением степени окисления окислителя в ней.
СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЙ
A ) Cl 2 + K 2 MnO 4 → KMnO 4 + KCl
Б) NH 4 Cl + KNO 3 → KCl + N 2 O + H 2 O
В) HI + FeCl 3 → FeCl 2 + HCl + I 2
ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ
ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ
1) Э +6 → Э +7
2) Э +5 → Э +1
3) Э +3 → Э +2
4) Э 0 → Э -1
5) Э -1 → Э 0 ответ (423)
V. Заключительное слово учителя
Окислительно-вос становительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями.Весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции, в основном окислительно-вос становительные.
V I . Рефлексия.
VI II . Домашнее задание: § 43, упр.1, 3, 7 стр.234-235.
Используемая литература:
Степень окисления простых веществ равна 0;
Степень окисления металлов в соединениях равна
1.Габриелян О.С. «Химия. 8 класс: учеб. для общеобразоват. учреждений. –М. : Дрофа, 2010.
Окислительно – восстановительны е реакции. Хомченко Г.П., Севастьянова К.И. - Из-во Просвещение, 1985.
ПАМЯТКА ДЛЯ УЧАЩИХСЯ
Приложение №1
Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители |
Окислители |
|
Металлы, Н 2, уголь, СО – оксид углерода (II ) H 2 S, SO 2 , H 2 SO 3 иеёсоли HJ, HBr, HCl SnCl 2 ,FeSO 4 ,MnSO 4 , Cr 2 (SO 4 ) 3 HNO 2 - азотистаякислота NH 3 – аммиак NO - оксид азота (II ) Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, Катод при электролизе |
Галогены KMnO 4 , K 2 MnO 4 , MnO 2 , K 2 Cr 2 O 7 , K 2 CrO 4 HNO 3 -азотная кислота H 2 O 2 – пероксид водорода О 3 – озон, О 2 H 2 SO 4 (конц.), H 2 S еO 4 CuO , Ag 2 O , PbO 2 Ионы благородных металлов (Ag + , Au 3+) FeCl 3 Гипохлориты, хлораты и перхлораты «Царская водка» Анод при электролизе |
Приложение №2
Алгоритм составления химических уравнений методом электронного баланса:
1.Составить схему реакции.
2.Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.
Помните!
номеру группы этих металлов (для I - III группы).
Степень окисления атома кислорода в
соединениях обычно равна - 2, кроме H 2 O 2 -1 и ОF 2.
Степень окисления атома водорода в
соединениях обычно равна +1, кроме МеH (гидриды).
Алгебраическая сумма степеней окисления
элементов в соединениях равна 0.
3.Определить, является реакция окислительно-вос становительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.
4.Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются.
5.Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления.
6.Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливаетс я (его степень окисления понижается) в процессе реакции.
7.В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)
8.Определить восстановитель и окислитель.
9.Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.
10.Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.
11.Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора.
12.Проверить уравнение реакции.
Приложение 3
Самостоятельная работа для проверки знаний
Вариант 1
1. Проставьте степень окисления элементов в соединениях, формулы которых IBr , TeCl 4 , SeF e , NF 3 , CS 2 .
2. В следующих схемах реакций укажите степень окисления каждого элемента и расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
1) F 2 + Хе → XeF 6 3) Na + Br 2 → NaBr
2) S + H 2 → H 2 S 4) N 2 + Mg → Mg 3 N 2
Вариант 2
1.Проставьте степень окисления элементов в соединениях: H 2 S О 4 , HCN , HN О 2 , РС1 3
2. Допишите уравнения реакций окисления-восста новления:
1) CI 2 + Fe → 2) F 2 + I 2 → 3) Ca + С→ 4) С + H 2 →
Укажите степени окисления элементов в полученных продуктах.
Вариант 3
1. Проставьте степень окисления в соединениях, формулы которых XeF 4 , CC 1 4 , РС1 б, SnS 2 .
2. Напишите уравнения реакций: а) растворения магния в растворе серной кислоты; б) взаимодействия раствора бромида натрия с хлором. Какой элемент окисляется и какой восстанавливаетс я?
Вариант 4
1. Составьте формулы следующих соединений: а) нитрида лития (соединения лития с азотом); б) сульфида алюминия (соединения алюминия с серой); в) фторида фосфора, в которых электроположител ьный элемент проявляет максимальную степень окисления.
2. Напишите уравнения реакций: а) иодида магния с бромом; б) растворения магния в растворе бромоводородной кислоты. Укажите, что в каждом случае является окислителем и что - восстановителем.
Вариант 5
1.Составьте формулы следующих соединений: а) фтора с ксеноном; б) бериллия с углеродом, в которых электроположител ьный элемент проявляет максимальную степень окисления.
2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах:
1) KI + Cu(N О 3 ) 2 → CuI + I 2 + KN О 3
2) MnS + HN О 3 ( конц .) → MnS О 4 + N О 2 + H 2 О
Вариант 6
1. Проставьте степени окисления каждого элемента в соединениях, формулы которых Na 2 S О 3 , КСЮ 3 , NaCIO , Na 2 Cr О 4 ,N Н 4 СlO 4 , BaMn О 4 .
2. Напишите уравнения реакций: а) иодида лития с хлором; б) лития с соляной кислотой. Проставьте степени окисления всех элементов и коэффициенты по методу электронного баланса.
Вариант 7
1. Вычислите степени окисления марганца, хрома и азота в соединениях, формулы которых КMnO 4 , Na 2 Cr 2 О 7 , NH 4 N О 3 .
2. Проставьте степени окисления каждого элемента и расставьте коэффициенты, используя метод электронного баланса в следующих схемах:
2) H 2 S О 3 + I 2 + H 2 О → H 2 S О 4 + HI
Вариант 8
1. Какова степень окисления углерода в оксиде углерода (IV ) и изменяется ли
Тема:
8 класс
Цели урока:
Познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окислений элементов – окислительно-восстановительными реакциями, охарактеризовать единство и непрерывность процессов окисления и восстановления, систематизировать знания о типах химических реакций, о степени окисления химических элементов.
Тип урока: комбинированный (урок + презентация).
Задачи урока:
Образовательная – рассмотреть сущность окислительно-восстановительных процессов, научить применять «степени окисления» для определения процессов окисления и восстановления. Научить учащихся уравнивать записи окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.
Воспитательная - п родолжить развитие логического мышления, умения наблюдать, анализировать, сравнивать, находить причинно-следственные связи, делать выводы. Формировать основы научного мировоззрения, совершенствовать трудовые навыки, культуру межличностных отношений, умение слушать друг друга, оценивать свою работу.
Методы обучения:
частично-поисковый – самостоятельная работа в группах, беседа с целью ответа на поставленные проблемные вопросы, фронтальный опрос. Урок включает в себя элементы ИКТ (на протяжение всего урока используется презентация).
Контроль: оценочно-стимулирующий – тестирование.
Ход урока:
I . Организационный момент, актуализация знаний.
Проверка домашнего задания. Фронтальный опрос.
Даны вещества:
NaOH, MgCl 2 , K 2 CO 3 , AlCl 3 , H 3 PO 4 , K 2 SO 4 , HNO 3 , CuSO 4 , Zn(NO 3 ) 2 .
В формулах этих веществ определите:
а) заряды ионов;
б) степени окисления всех химических элементов, входящих в состав.
Вещество
Заряд ионов
Степень окисления элементов
NaOH
Na + , OH -
1 -2 +1
Na O H
MgCl 2
Mg 2+ , 2 Cl -
2 -1
Mg Cl 2
K 2 CO 3
2 K + , CO 3 2-
1 +4 -2
K 2 C O 3
AlCl 3
Al 3+ , 3 Cl 1-
3+ -1
Al Cl 3
H 3 PO 4
3 H + , PO 4 3-
1 +5 -2
H 3 P O 4
K 2 SO 4
2 K 1+ , SO 4 2-
1 +6 -2
K 2 S O 4
HNO 3
H 1+ , NO 3 1-
1 +5 -2
H N O 3
CuSO 4
Cu 2+ , SO 4 2-
2 +6 -2
Cu S O 4
Zn(NO 3 ) 2
Zn 2+ , 2 NO 3 1-
2 +5 -2
Zn (N O 3 ) 2
II . Изучение нового материала.
1. Слайд 2. Понятие ОВР.
Многообразие классификаций химических реакций по различным признакам (направлению, числу и составу реагирующих и образующих веществ, использованию катализатора, тепловому эффекту) можно дополнить еще одним признаком. Этот признак – изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагирующие вещества.
1 +5 -2 +1 -1 +1 -1 +1 +5 -2
AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3
В этой реакции степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились.
1-1 0 +2 -1 0
2 HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
А в этой реакции – взаимодействие соляной кислоты с цинком – 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
1 0
2 H + 2ē → H 2
А каждый атом цинка – отдал два эектрона
0 +2
Zn - 2ē → Zn
Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.
2. Слайды 3-4. Историческая справка.
Издавна ученые полагали, что окисление - это потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества), а восстановление - его приобретение. Но, после создания А.Лавуазье в 1777г. кислородной теории горения, к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением - их превращения. под действием водорода. Тем не менее, в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например
Fe + 2 HCl = FeCl 2 + H 2
- простейшая реакция железа с соляной кислотой, в ней нет кислорода, тем не менее железо окисляется. В этой реакции окислитель - ион водорода - протон H + , а железо выступает в роли восстановителя. В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л.В.Писаржевским в 1914 г., окисление - процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции
0 0 +2 -1
Zn + Cl 2 → ZnCl 2
атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.
3. Слайды 5-7. Восстановление.
Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами. Степень окисления при этом понижается.
Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, т.е. восстанавливаясь:
0 -1
Cl + 1ē → Cl
атом хлора хлорид-ион
Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, которые при этом превращаются в атомы:
+2 0
Cu + 2ē → Cu
ион меди (II ) атом меди
Принимать электроны могут и положительные ионы, у которых при этом степень окисления понижается:
+3 +2
Fe + 1ē → F е
ион железа (IV ) ион железа (II )
Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называют окислителями.
4. Слайды 8-11. Окисление. Единство двух процессов.
Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами и молекулами. Например, атомы металлов, теряя электроны, превращаются в положительные ионы, т.е. окисляются:
0 +1
Na - 1ē → Na
атом натрия ион натрия
Отдавать электроны могут отрицательные ионы:
-1 0
Cl - 1ē → Cl
хлорид ион атом хлора
Терять электроны могут и некоторые положительные ионы с низшими степенями окисления:
+1 +2
Cu - 1ē → Cu
ион меди (I ) ион меди (II )
Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.
Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называются восстановителями.
Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот, т.е. окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.
5. Слайды 12-17. Электронный баланс.
Суть метода электронного баланса заключается в следующем:
- подсчет изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции;
- элементы, степень окисления которых в результате происшедшей реакции не изменяется – не принимаются во внимание;
- из остальных элементов, степень окисления которых изменилась – составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов;
- для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное;
- найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.
Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса выглядит следующим образом:
подсчитать степень окисления каждого элемента → записать уравнение с указанием вычисленных степеней окисления → выделить элементы, степень окисления которых изменилась → составить электронный баланс → найти наименьшее общее кратное → вставить в уравнение найденные коэффициенты.
6. Слайд 19. Биологическое значение окислительно-восстановительных процессов.
Окислительно-восстановительные реакции являются самыми распространенными и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизни на Земле. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений и нервная деятельность человека и животных. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе. С их помощью получают аммиак, щелочи, азотную, соляную и серную кислоты и многие другие ценные продукты. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую в гальванических и топливных элементах и аккумуляторах. Они широко используются в мероприятиях по охране природы.
III . Закрепление материала.
Фронтальный опрос, тест, домашнее задание.
I вариант
II вариант
1
К окислительно-восстановительным реакциям не относится реакция, представленная схемой:
А) N 2 + 3Н 2 = 2 N Н 3
Б) Mg + 2 HCl = MgCl 2 + H 2
В ) MgCO 3 = MgO + CO 2
Г ) 2CuO = 2Cu + O 2
К окислительно-восстановительным реакциям относится реакция, представленная схемой:
А ) H 2 O + CaO = Ca(OH) 2
Б ) H 2 O + N 2 O 5 = 2HNO 3
В ) Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2
Г ) CuO + H 2 = Cu + H 2 O
2
В каком соединении степени окисления элементов равны -3 и +1
А) NF 3 Б) Cl 2 O 3
В) NH 3 Г) AlCl 3
В каком соединении степени окисления элементов равны +3 и -2
А) NF 3 Б) Cl 2 O 3
В) NH 3 Г) AlCl 3
3
Схема Na 0 → Na +1 отражает процесс:
А) окисления
Б) восстановления
В) нейтрализации
Г) диссоциации
Схема С l 0 → С l -1 отражает процесс:
А) окисления
Б) восстановления
В) нейтрализации
Г) диссоциации
4
Восстановительные свойства простых веществ, образованных элементами второго периода, с увеличением заряда ядра:
А) уменьшаются
Б) усиливаются
В) изменяются периодически
Г) не изменяются
Окислительные свойства простых веществ, образованных элементами седьмой группы, главной подгруппы с увеличением заряда ядра:
А) уменьшаются
Б) усиливаются
В) изменяются периодически
Г) не изменяются
На дом: § 43 учебника, упр. 1,3,7,8.
Литература:
О.С.Габриелян. Химия. 8 класс. М.Дрофа.2013.
О.С.Габриелян, И.П.Воскобойникова, А.В.Яшукова. Настольная книга учителя. Химия. 8 класс. М. Дрофа. 2012.