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
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 урока: Окислительно-восстановительные реакции.
Цель урока: Обобщить, систематизировать и расширить знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях, важнейших окислителях и продуктах их восстановления.
Задачи:
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.
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 .
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: 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.
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:
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:
окислители
восстановители
окислители - восстановители
Самостоятельная работа № 3 по инструктивной карте: в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO 2 проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:
2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (MnO 2 – восстановитель)
MnO 2 + 4HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O (MnO 2 – окислитель)
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 являетсясильным 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 -):
в кислой среде – Mn +2 (соль), бесцветный раствор;
в нейтральной среде – MnO 2 , бурый осадок;
в щелочной среде - MnO 4 2- , раствор зеленого цвета. (слайд 9,)
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 + К OH → 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)
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 :
Концентрированная H 2 SO 4 при обычной температуре пассивирует:
Концентрированная HNO 3 не реагирует с металлом:
Разбавленная HNO 3 с активными металлами восстанавливается до:
Какой продукт восстановления KMnO 4 пропущен: 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH
В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до:
(взаимопроверка тестов в парах)
5. Домашнее задание
Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты методом электронного баланса:
AI + H 2 SO 4 (конц.) →
Ag + HNO 3 (конц.) →
KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → …….. + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O (слайд 13)
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) 2 MnO 2 + O 2 + 4 KOH = 2 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O Б) MnO 2 + 4 HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2 H 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 + К OH → 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
Степень окисления
Окислительно-восстановительные свойства веществ
Виды реакций окисления-восстановления
Направление окислительно-восстановительных реакций
К окислительно-восстановительным реакциям относятся такие, которые сопровождающиеся перемещением электронов от одних частиц к другим. При рассмотрении закономерностей протекания окислительно-восстановительных реакций используется понятие степени окисления.
1. Степень окисления
Понятие степени окисления введено для характеристики состояния элементов в соединениях. Под степенью окисления понимается условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит из ионов . Степень окисления обозначается арабской цифрой со знаком плюс при смещении электронов от данного атома к другому атому и цифрой со знаком минус при смещении электронов в обратном направлении. Цифру со знаком “+” или “-“ ставят над символом элемента. Степень окисления указывает состояние окисления атома и представляет собой всего лишь удобную форму для учета переноса электронов: ее не следует рассматривать ни как эффективный заряд атома в молекуле (например, в молекуле LiF эффективные заряды Li и F равны соответственно + 0,89 и -0,89, тогда как степени окисления +1 и -1), ни как валентность элемента (например, в соединениях CH 4 , CH 3 OH, HCOOH, CO 2 валентность углерода равна 4, а степени окисления соответственно равны -4, -2, +2, +4). Численные значения валентности и степени окисления могут совпадать по абсолютной величине лишь при образовании соединений с ионной структурой.
При определении степени окисления используют следующие правила:
Атомы элементов, находящихся в свободном состоянии или в виде молекул простых веществ, имеют степень окисления, равную нулю, например Fe, Cu, H 2 , N 2 и т.п.
Степень окисления элемента в виде одноатомного иона в соединении, имеющем ионное строение, равна заряду данного иона,
1 -1 +2 -2 +3 -1
например, NaCl , Cu S, AlF 3 .
Водород в большинстве соединений имеет степень окисления +1, за исключением гидридов металлов (NaH, LiH), в которых степень окисления водорода равна -1.
Наиболее распространенная степень окисления кислорода в соединениях -2 , за исключением пероксидов (Na 2 O 2 , Н 2 О 2), в которых степень окисления кислорода равна –1 и F 2 O, в котором степень окисления кислорода равна +2.
Для элементов с непостоянной степенью окисления ее значение можно рассчитать, зная формулу соединения и учитывая, что алгебраическая сумма степеней окисления всех элементов в нейтральной молекуле равна нулю. В сложном ионе эта сумма равна заряду иона. Например, степень окисления атома хлора в молекуле HClO 4 , вычисленная исходя из суммарного заряда молекулы = 0, где х – степень окисления атома хлора), равна +7. Степень окисления атома серы в ионе (SO 4) 2- [х + 4(-2) = -2] равна +6.
2. Окислительно-восстановительные свойства веществ
Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из процессов окисления и восстановления. Окисление - это процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой реагента. Вещества, которые отдают свои электроны в процессе реакции и при этом окисляются, называют восстановителями.
Восстановление – это процесс принятия электронов атомом, ионом или молекулой реагента.
Вещества, которые принимают электроны и при этом восстанавливаются, называют окислителями.
Реакции окисления-восстановления всегда протекают как единый процесс, называемый окислительно-восстановительной реакцией. Например, при взаимодействии металлического цинка с ионами меди восстановитель (Zn) отдает свои электроны окислителю – ионам меди (Cu 2+):
Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu
Медь выделяется на поверхности цинка, а ионы цинка переходят в раствор.
Окислительно-восстановительные свойства элементов связаны со строением их атомов и определяются положением в периодической системе Д.И. Менделеева. Восстановительная способность элемента обусловлена слабой связью валентных электронов с ядром. Атомы металлов, содержащие на внешнем энергетическом уровне небольшое число электронов склонны к их отдаче, т.е. легко окисляются, играя роль восстановителей. Самые сильные восстановители – наиболее активные металлы.
Критерием окислительно-восстановительной активности элементов может служить величина их относительной электроотрицательности : чем она выше, тем сильнее выражена окислительная способность элемента, и чем ниже, тем ярче проявляется его восстановительная активность. Атомы неметаллов (например, F, O) обладают высоким значением сродства к электрону и относительной электроотрицательности, они легко принимают электроны, т.е. являются окислителями.
Окислительно-восстановительные свойства элемента зависят от степени его окисления. У одного и того же элемента различают низшую, высшую и промежуточные степени окисления.
В качестве примера рассмотрим серу S и ее соединения H 2 S, SO 2 и SO 3 . Связь между электронной структурой атома серы и его окислительно-восстановительными свойствами в этих соединениях наглядно представлена в таблице 3.1.
В молекуле H 2 S атом серы имеет устойчивую октетную конфигурацию внешнего энергетического уровня 3s 2 3p 6 и поэтому не может больше присоединять электроны, но может их отдавать.
Состояние атома, в котором он не может больше принимать электроны, называется низшей степенью окисления.
В низшей степени окисления атом теряет окислительную способность и может быть только восстановителем.
Таблица.1.
Формула вещества |
Электронная формула |
Окислительно-восстановительные свойства |
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 |
–2
|
||
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 |
+
2
окислитель |
–4
-
6
восстановитель |
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p o |
+
4
+
6
окислитель |
-2
|
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s o 3p 0 |
+
2
+
8
окислитель |
В молекуле SO 3 все внешние электроны атома серы смещены к атомам кислорода. Следовательно, в этом случае атом серы может только принимать электроны, проявляя окислительные свойства.
Состояние атома, в котором он отдал все валентные электроны, называется высшей степенью окисления. Атом, находящийся в высшей степени окисления, может быть только окислителем.
В молекуле SO 2 и элементарной сере S атом серы находится в промежуточных степенях окисления , т.е., имея валентные электроны, атом может их отдавать, но, не имея завершенного р - подуровня, может и принимать электроны до его завершения.
Атом элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, что определяется его ролью в конкретной реакции.
Так, например роль сульфит - аниона SOв следующих реакциях различна:
5Na 2 SO 3 +2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O (1)
H 2 SO 3 + 2 H 2 S 3 S + 3 H 2 O (2)
В реакции (1) сульфит-анион SOв присутствии сильного окислителяKMnO 4 играет роль восстановителя; в реакции (2) сульфит-анион SO- окислитель, так как H 2 S может проявлять только восстановительные свойства.
Таким образом, среди сложных веществ восстановителями могут быть:
1. Простые вещества, атомы которых обладают низкими значениями энергии ионизации и электроотрицательности (в частности, металлы).
2. Сложные вещества, содержащие атомы в низших степенях окисления:
HCl ,H 2 S ,N H 3
Na 2 S O 3 , Fe Cl 2 , Sn (NO 3) 2 .
Окислителями могут быть:
1. Простые вещества, атомы которых обладают высокими значениями сродства к электрону и электроотрицательности - неметаллы.
2. Сложные вещества, содержащие атомы в высших степенях окисления: +7 +6 +7
KMn O 4 , K 2 Cr 2 O 7 , HClO 4 .
3. Сложные вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления:
Na 2 S O 3 , Mn O 2 , Mn SO 4 .
Девиз урока: «Кто-то теряет, а кто-то находит…»
Цели урока:
Обучающие:
закрепить понятия “степень окисления”, процессы “окисления”, “восстановления”;
закрепить навыки в составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса;
научить прогнозировать продукты окислительно-восстановительных реакций.
Развивающие:
Продолжить развитие логического мышления, умений наблюдать, анализировать и сравнивать, находить причинно-следственные связи, делать выводы, работать с алгоритмами, формировать интерес к предмету.
Воспитательные:
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.
I. Организационный момент
Объявляется тема урока, обосновывается актуальность данной темы и её связь с жизнью. Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к чис¬лу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. С ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в жи¬вом организме, гниение и брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в приро¬де. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щёлочи, кислоты и другие ценные продукты.
Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу 20-го века была создана электронная теория окислительно-восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные положения этой теории, а также научиться составлять уравнения химических реакций, протекающих в растворах, и выяснить от чего зависит механизм таких реакций.
II. Повторение и обобщение изученного ранее материала
1. Степень окисления.
Организация беседы, направленной на актуализацию опорных знаний о степени окисления и правилах ее определения, по следующим вопросам:
- Что такое электроотрицательность?
- 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?
По итогам беседы формулируются правила определения степеней окисления
Для закрепления сформулированных правил предлагается определить степень окисления элементов в соединениях:
H2SO4, Н2, H2SO3, HCIO4, Ва, KMnO4, AI2(SO4)3, HNO3, Ba(NO3)2, HCN, K4, NH3, (HN4)2SO4 .
Данное задание с выборочными ответами используется для устного фронтального опроса.
2. Процессы окисления и восстановления. Окислительно-восстановительные реакции.
В ходе беседы происходит актуализация знаний об окислительно-восстановительных процессах.
Укажите тип химической реакции справа. По необходимости расставьте коэффициенты. Если с.о. элементов до и после реакции изменяются, то слева напишите слово «да», если не изменяются, то напишите слово «нет».
I вариант:
Hg + S → Hg S
NaNO3 →NaNO2 + O2
CuSO4 + NaOH →Na 2SO4 + Cu(OH)2
II вариант:
Al(OH)3 → Al 2O3 + H2O
H2O + P2O5 → H3PO4
Fe + HCl → FeCl2 + H2
Все виды работ проверяются вместе с классом. На доске остаются уравнения химических реакций, и далее классу предлагается ответить на вопросы:
1) Во всех ли случаях происходит изменение степеней окисления химических элементов? (нет).
2) Зависит ли это от типа химических реакций по числу реагентов и продуктов реакции? (нет).
Предлагаются вопросы:
- Что называется процессом восстановления?
- Как изменяется степень окисления элемента при восстановлении?
- Что такое окисление?
- Как изменяется степень окисления элемента при окислении?
- Дайте определение понятиям «окислитель» и «восстановитель».
С современной точки зрения изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов. Поэтому наряду с приведенным можно дать и другое определение: это такие реакции, при которых происходит переход электро¬нов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
Делаем вывод: «В чем же заключается суть ОВР?»
Окислительно-восстановительные реакции представляют со¬бой единство двух противоположных процессов - окисления и восста¬новления. 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 присоеди¬нении электронов. Вот почему выбран девиз урока: «Кто-то теряет, а кто-то находит…»
3. Функции соединений в ОВР.
1.Вычислив степени окисления элементов, докажите, что данные вещества проявляют свойства окислителей.
Cl2 , HClO4 , H2SO4 , KMnO4 , SO2
2.Вычислите степени окисления элементов, докажите, что данные вещества проявляют свойства восстановителей:
HCl, NH3, H2S, K, SO2
В результате выполнения этой работы учащиеся формируют правила определения функции соединения в ОВР:
1.Если элемент проявляет в соединении высшую степень окисления, то это соединение может быть только окислителем.
2. Если элемент проявляет в соединении низшую степень окисления, то это соединение может быть восстановителем
Решение проблемных вопросов:
- Может ли одно и то же вещество быть как окислителем, так и восстановителем?
- Может ли один и тот же элемент проявлять свойства как окислителя, так и восстановителя?
Формулирование третьего правила.
3. Если элемент проявляет в соединении промежуточную степень окисления, то это соединение может быть как восстановителем, так и окислителем.
III. Расстановка коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса.
Отработка навыков определения степени окисления, составления схем окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса (работа у доски и в тетрадях) с развитием навыков рассуждения и анализа через комментарии ответов учащимися.
Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций и укажите процесс окисления и восстановления:
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + S + H2O
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
K2Cr2O7 + HCl → Cl2 + KCl + CrCl3 + H2O
H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
Вопросы из части С (С1) КИМов ЕГЭ:
NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 →NaNO3 + MnSO4 + …+ …
NaNO3 + NaI + H2SO4 →NO + I2 + … + …
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + … + … + …
Проверка - фронтальный опрос, уточнение признаков окислительно-восстановительных реакций.
Вопросы из части В (В2) КИМов ЕГЭ:
Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления окислителя в данной реакции:
A) S02 + N02 = S03+NO 1) -1 → 0
Б) 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2 2) 0 → -2
В) 4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03 3) +4 → +2
Г) 4NH3 + 6NO = 5N2 + 6Н20 4) +1 → 0
5) +2 → 0
6) 0 → - 1
Уравнение реакции Изменение степени окисления окислителя
A) 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + Н2 1) -1 → 0
Б) H2S + 2Na = Na2S + H2 2) 0 → - 1
4NH3 + 6NO = 5N2 + 6Н20 3) +2→ 0
Г) 2H2S + 302 = 2S02 + 2Н20 4) + 1 → 0
5) +4 → +2
6) 0→ -2
Установите соответствие между уравнением реакции и вещества, являющегося восстановителем в данной реакции
Уравнение реакции Восстановитель
A) NO + N02 + H20 = 2HN02 1) N02
Б) SO2 + 2H2S = 3S + 2H20 2) H2S
Br2 + S02 + 2H20 = 2HBr + H2SO4 3) Br2
Г) 2КI + Вr2 = 2КВг + I2 4) S02
5) NO
6) KI
IV. Этап закрепления знаний (завершается тестом).
Тест
1) Чему равна низшая степень окисления серы?
а) –6; б) –4; в) –2; г) 0; д) +6.
2) Чему равна степень окисления фосфора в соединении Mg3P2?
а) +3; б) +5; в) 0; г) –2; д) –3.
3) Какие элементы имеют постоянную степень окисления +1?
а) Водород; б) литий; в) медь;
г) магний; д) селен.
4) Чему равна высшая степень окисления марганца?
а) –1; б) 0; в) +7; г) +4; д) +6.
5) Чему равна степень окисления хлора в соединении Са(СlO)2?
а) +2; б) +1; в) 0; г) –1; д) –2.
6) Какие из следующих веществ могут являться только окислителями?
а) NH3; б) Br2; в) KClO3; г) Fe; д) HNO3.
7) Как называется представленный ниже процесс и сколько электронов в нем участвует?
а) восстановление, 1е; б) окисление, 2е;
в) восстановление, 2е; г) окисление, 1е.
8) Какие из перечисленных веществ могут являться и окислителями, и восстановителями? Возможно несколько вариантов ответа.
а) SO2; б) Na; в) H2; г) K2Cr2O7; д) HNO2.
9) Как называется представленный ниже процесс и сколько электронов в нем участвует?
а) восстановление, 8е; б) окисление, 4е;
в) окисление, 8е; г) восстановление, 4е.
10) Какие из перечисленных ниже веществ могут быть только восстановителями? Возможно несколько вариантов ответа.
а) Н2S; б) KMnO4; в) SO2; г) NH3; д) Na.
Ответы. 1 – в; 2 – д; 3 – б, г; 4 – в; 5 – б; 6 – д; 7 – б; 8 – а, в, д; 9 – а; 10 – а, г, д.
V. Углубление и расширение знаний (Лекционная часть урока)
Значение окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции сопровождают многие процессы, осуществляемые в промышленности и в различных сферах быта: горение газа в газовой плите, приготовление пищи, стирка, чистка предметов домашнего обихода, изготовление обуви, парфюмерных, текстильных изделий…
Зажигаем ли мы спичку, горят ли в небе причудливые фейерверки – все это окислительно-восстановительные процессы.
Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная, или белильная, известь.
Если требуется окислить с поверхности изделия какое-либо легко разрушающееся вещество, применяют пероксид водорода. Он служит для отбеливания шелка, перьев, меха. С его помощью также реставрируют старинные картины. Ввиду безвредности для организма пероксид водорода применяют в пищевой отрасли промышленности для отбеливания шоколада, рубцов и оболочек в производстве сосисок.
Дезинфицирующее действие перманганата калия тоже основано на его окислительных свойствах.
Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод. Хлор разрушает многие краски, на чем основано его применение при белении бумаги и тканей. Хлорная, или белильная, известь – это один из самых распространенных окислителей как в быту, так и в производственных масштабах.
В природе окислительно-восстановительные реакции чрезвычайно распространены. Они играют большую роль в биохимических процессах: дыхании, обмене веществ, нервной деятельности человека и животных. Проявление различных жизненных функций организма связано с затратой энергии, которую наш организм получает из пищи в результате окислительно-восстановительных реакций.
VI. Подведение итогов.
Выставляются оценки за урок и дается домашнее задание:
А. Определить степени окисления элементов по формулам:
HNO2, Fe2(SO4)3, NH3, NH4Cl, KClO3, Ва(NО3)2, НСlО4
Б. Расставить коэффициенты методом электронного баланса:
KMnO4 +Na2SO3+H2O → MnO2+ Na2 SO4+ KOH
С. KMnO4 + Na2SO3+ KOH → … + K2 MnO4 + …
Литература:
Габриелян О.С. Химия-8. М.: Дрофа, 2002;
Габриелян О.С., Воскобойникова Н.П., Яшукова А.В. Настольная книга учителя. 8 класс. М.: Дрофа, 2002;
Малая детская энциклопедия. Химия. М.: Русское энциклопедическое товарищество, 2001; Энциклопедия для детей «Аванта+». Химия. Т. 17. М.: Аванта+, 2001;
Хомченко Г.П., Севастьянова К.И. Окислительно-восстановительные реакции. М.: Просвещение, 1989.
В.А. Шелонцев. Знаковые модели и задачи: окислительно-восстановительные реакции. ООИПКРО, Омск- 2002
А.Г. Кульман. Общая химия, Москва-1989.
Полный текст материала Конспект урока для 8 класса "Окислительно-восстановительные реакции" смотрите в скачиваемом файле
.
На странице приведен фрагмент.
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.