Leçon de réactions redox. Résumé d'un cours de chimie sur le thème "Réactions redox". Analyse de la leçon

2 Leçon de chimie en 8e année sur le thème "Réactions redox"

Annotation: Le cours de chimie sur le thème "Réactions d'oxydation-réduction" est destiné aux élèves de 8e année. La leçon révèle les concepts de base des réactions redox : état d'oxydation, oxydant, réducteur, oxydation, réduction : la capacité de composer des enregistrements OVR par la méthode de la balance électronique est formée.

Cours de chimie en 8e sur le sujet

"Réactions oxydatives-réductions"

LE BUT DE LA LEÇON : former un système de connaissances sur les réactions redox, apprendre à dresser des enregistrements de la réaction redox en utilisant la méthode de la balance électronique.

OBJECTIFS DE LA LEÇON:

Éducatif: considérer l'essence des processus redox, enseigner comment utiliser les "états d'oxydation" pour déterminer les processus d'oxydation et de réduction; enseigner aux élèves à égaliser les enregistrements de la réaction d'oxydoréduction à l'aide de la méthode de la balance électronique.

Développement: Améliorer la capacité de porter des jugements sur le type de réaction chimique, en analysant l'état d'oxydation des atomes dans les substances ; tirer des conclusions, travailler avec des algorithmes, susciter l'intérêt pour le sujet.

Éducation: former le besoin d'activité cognitive et valoriser l'attitude à l'égard de la connaissance ; analyser les réponses des camarades, prédire le résultat du travail, évaluer votre travail; favoriser une culture de la communication par le travail en binôme « élève - élève », « enseignant - élève ».

Type de cours : Leçon d'apprentissage de nouveau matériel.

Méthodes utilisées dans la leçon : explicatif-illustratif.

Concepts introduits dans la leçon : Réactions redox; agent d'oxydation; agent réducteur; processus d'oxydation; processus de récupération.

Équipement utiliséet réactifs : table de solubilité, système périodique de DI Mendeleev, acide chlorhydrique, acide sulfurique, zinc en granules, copeaux de magnésium, solution de sulfate de cuivre, clou de fer.

Forme de travail : individuel, frontal.

Durée du cours : (90 minutes, 2 cours).

Pendant les cours

je ... Organisation du temps

II ... Répétition du matériel couvert

PROF: Les gars, rappelons avec vous le matériel précédemment étudié sur l'état d'oxydation, dont nous aurons besoin dans la leçon.

Sondage frontal oral :

Qu'est-ce que l'électronégativité ?

Quel est l'état d'oxydation ?

L'état d'oxydation d'un élément peut-il être nul ? Dans quels cas ?

Quel est l'état d'oxydation de l'oxygène le plus courant dans les composés ?

Souvenez-vous des exceptions.

Quel est l'état d'oxydation des métaux dans les composés polaires et ioniques ?

Comment l'état d'oxydation est-il calculé à partir des formules composées ?

L'état d'oxydation de l'oxygène est presque toujours -2.

L'état d'oxydation de l'hydrogène est presque toujours +1.

L'état d'oxydation des métaux est toujours positif et à la valeur maximale est presque toujours égal au numéro de groupe.

L'état d'oxydation des atomes libres et des atomes dans les substances simples est toujours 0.

L'état d'oxydation total des atomes de tous les éléments du composé est de 0.

PROF invite les élèves à compter les règles formulées - pour trouver l'état d'oxydation des éléments dans des substances et des composés simples :

S, H 2, H 3 PO 4, NaHSO 3, HNO 3, Cu (NO 2) 2, NO 2, Ba, Al.

Par exemple : quel sera l'état d'oxydation du soufre dans l'acide sulfurique ?

Dans les molécules, la somme algébrique des états d'oxydation des éléments, compte tenu du nombre de leurs atomes, est égale à 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 ... Apprendre du nouveau matériel

PROF: Une variété de classifications de réactions chimiques selon diverses caractéristiques (direction, nombre et composition des substances en réaction et en formation, utilisation d'un catalyseur, effet thermique) peut être complété par une fonctionnalité supplémentaire. Ce signe est un changement dans l'état d'oxydation des atomes d'éléments chimiques qui forment les substances réagissantes.

Sur cette base, on distingue les réactions

Réactions chimiques

Réactions se déroulant avec un changement dans les réactions se déroulant sans changement de l'état d'oxydation des éléments, l'état d'oxydation des éléments

Par exemple, dans la réaction

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

AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 (l'élève écrit au tableau)

Les états d'oxydation des atomes d'éléments chimiques n'ont pas changé après la réaction. Mais dans une autre réaction - l'interaction de l'acide chlorhydrique avec le zinc

2HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 (l'élève écrit au tableau)

les atomes de deux éléments, l'hydrogène et le zinc, ont changé leurs états d'oxydation: l'hydrogène de +1 à 0 et le zinc - de 0 à +2. Par conséquent, dans cette réaction, chaque atome d'hydrogène a reçu un électron

2H + 2eH2

et chaque atome de zinc a donné deux électrons

Zn - 2e Zn

PROF: Quels types de réactions chimiques connaissez-vous ?

CE QUI SUIT: L'OVR comprend toutes les réactions de substitution, ainsi que les réactions composées et de décomposition dans lesquelles au moins une substance simple.

PROF: Donnez la définition de l'OVR.

Les réactions chimiques entraînant une modification des états d'oxydation des atomes d'éléments chimiques ou des ions qui forment des réactifs sont appelées Réactions redox.

PROF: Les gars, déterminez oralement laquelle des réactions redox proposées n'est pas :

1) 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) Na CL + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl ↓
3) Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2

4) S + O 2 = SO 2

ÉTUDIANTS: effectuer la tâche

PROF: Démontrons l'expérience suivante comme exemples d'OVR.

H 2 SO 4 + Mg MgSO 4 + H 2

Désignons l'état d'oxydation de tous les éléments dans les formules des substances - réactifs et produits de cette réaction :

Comme le montre l'équation de réaction, les atomes des deux éléments, le magnésium et l'hydrogène, ont changé d'état d'oxydation.

Que leur est-il arrivé?

Le magnésium d'un atome neutre s'est transformé en ion conditionnel à l'état d'oxydation +2, c'est-à-dire a donné 2e :

Mg 0 - 2е Mg +2

Écrivez dans votre synopsis :

Les éléments ou substances qui donnent des électrons sont appelés les agents réducteurs; pendant la réaction, ils oxydé.

L'ion H conditionnel à l'état d'oxydation +1 s'est transformé en un atome neutre, c'est-à-dire que chaque atome d'hydrogène a reçu un électron.

2H +1 + 2e H 2

Les éléments ou substances qui acceptent les électrons sont appelés oxydants; pendant la réaction, ils je récupère.<Приложение 1>

Ces processus peuvent être représentés sous forme de schéma :

Acide chlorhydrique + magnésium sulfate de magnésium + hydrogène

CuSO 4 + Fe (clou de fer) = Fe SO 4 + Cu (beau clou rouge)

Fe 0 - 2 eFe +2

Cu +2 +2 écu 0

Le processus d'abandon des électrons est appelé oxydation, et acceptation - restauration.

Au cours de l'oxydation, l'état d'oxydation monte, en cours de restauration - diminue.

Ces processus sont inextricablement liés.

PROF: Exécutons la tâche selon l'exemple ci-dessus.

Exercer: Pour les réactions redox, indiquer l'oxydant et le réducteur, les processus d'oxydation et de réduction, constituer les équations électroniques :

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 partie de la leçon (2e leçon)

Méthode de la balance électronique comme moyen d'établir les équations ORR

Ensuite, nous considérerons la compilation d'équations pour les réactions d'oxydoréduction par la méthode de la balance électronique. La méthode du bilan électronique repose sur la règle : le nombre total d'électrons que l'agent réducteur cède est toujours égal au nombre total d'électrons que l'agent oxydant ajoute.

Après l'explication, les élèves, sous la direction de l'enseignant, établissent les équations OVR selon les plans que l'enseignant a faits pour cette leçon <Приложение 2>.

Des notes sont sur le bureau pour chaque élève.

PROF: Parmi les réactions que nous avons étudiées, les réactions redox incluent :

Interaction métaux avec des non-métaux

2Mg + O2 = 2MgO

Agent oxydant O 2 + 4e 2O -2 1 réduction

2. Interaction métaux avec de l'acide.

H 2 SO 4 + Mg = MgSO 4 + H 2

Agent réducteur Mg 0 -2e Mg +2 2 oxydation

Agent oxydant 2O -2 + 4e O 2 0 1 réduction

3. Interaction métaux avec du sel.

Cu SO 4 + Mg = MgSO 4 + Cu

Agent réducteur Mg 0 -2e Mg +2 2 oxydation

Agent oxydant Cu +2 + 2e Cu 0 1 réduction

La réaction est dictée, un élève établit indépendamment un schéma de réaction au tableau :

H 2 + ô 2 → H 2 ô

Déterminons les atomes dont les éléments changent l'état d'oxydation.

(H 2° + O 2° → H 2 O 2).

Composons les équations électroniques des processus d'oxydation et de réduction.

(H 2° -2e → 2H + - processus d'oxydation,

O 2° + 4e → 2O - ² - procédé de récupération,

H 2 - agent réducteur, O 2 - agent oxydant)

Choisissons le dividende commun pour les e donnés et reçus et les coefficients pour les équations électroniques.

(∙ 2 | Н 2 ° -2е → 2Н + - processus d'oxydation, élément - agent réducteur;

1 | O 2 ° + 4e → 2O - ² - processus de réduction, élément - agent oxydant).

Transférons ces coefficients dans l'équation OVR et sélectionnons les coefficients devant les formules d'autres substances.

2 H 2 + ô 2 → 2 H 2 ô .

IV ... Consolidation du matériel étudié

Exercices pour sécuriser le matériel :

Quel schéma de conversion de l'azote correspond à cette équation de réaction

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) Etablir une correspondance entre le changement de l'état d'oxydation de l'atome soufre et le schéma de transformation de la matière. Notez les nombres sans espaces ni virgules.

SCHÉMA DE TRANSFORMATIONS

A) H 2 S + O 2 → SO 2 + H 2 O

B) H 2 SO 4 + Na → Na 2 SO 4 + H 2 S + H 2 O

B) SO 2 + Br 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + HBr

MODIFICATION DU DEGRÉ D'OXYDATION

1) Mi +4 → Mi +6

2) Mi +6 → Mi -2

3) Mi +6 → Mi +4

4) E -2 → E +6

5) E -2 → E +4 réponse (521)

3) Etablir une correspondance entre le schéma de conversion et le changement d'état d'oxydation oxydant dedans.

SCHÉMA DE TRANSFORMATIONS

A) Cl 2 + K 2 MnO 4 → KMnO 4 + KCl

B) NH 4 Cl + KNO 3 → KCl + N 2 O + H 2 O

B) HI + FeCl 3 → FeCl 2 + HCl + I 2

CHANGEMENT DE DIPLME

OXYDATION OXYDANT

1) Mi +6 → Mi +7

2) E +5 → E +1

3) Mi +3 → Mi +2

4) E 0 → E -1

5) E -1 → E 0 réponse (423)

V. Remarques de clôture du professeur

Les réactions d'oxydoréduction sont une unité de deux processus opposés : l'oxydation et la réduction. Dans ces réactions, le nombre d'électrons donnés par les agents réducteurs est égal au nombre d'électrons ajoutés par les agents oxydants. Le monde entier qui nous entoure peut être considéré comme un laboratoire chimique géant, dans lequel des réactions chimiques, principalement des réactions redox, ont lieu chaque seconde.

Vje ... Réflexion.

VIII . Devoirs:§ 43, Ex. 1, 3, 7 pp. 234-235.

Livres d'occasion :

1.Gabrielyan O.S. "Chimie. 8e année : manuel. pour l'enseignement général. établissements. –M. : Outarde, 2010.

Réactions redox. Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. - Des Lumières, 1985.

RAPPEL POUR LES ÉTUDIANTS

Annexe 1

Les agents réducteurs et oxydants les plus importants

Les agents réducteurs

Oxydants

Métaux, H 2, charbon,

CO - monoxyde de carbone (II)

H 2 S, SO 2, H 2 SO 3 et sels

HJ, HBr, HCl

SnCl 2, FeSO 4, MnSO 4,

Cr 2 (SO 4) 3

HNO 2 - acide nitreux

NH 3 - ammoniac

NO - monoxyde d'azote (II)

Aldéhydes, alcools,

acides formique et oxalique,

Cathode d'électrolyse

Halogènes

KMnO 4, K 2 MnO 4, MnO 2, K 2 Cr 2 O 7,

K 2 CrO 4

HNO 3-acide nitrique

H 2 O 2 - peroxyde d'hydrogène

О 3 - ozone, О 2

H 2 SO 4 (conc.), H 2 S eO 4

CuO, Ag 2 O, PbO 2

Ions de métaux nobles

(Ag+, Au 3+)

FeCl 3

Hypochlorites, chlorates et perchlorates

"Eau régale"

Anode d'électrolyse

Annexe 2

Algorithme d'élaboration d'équations chimiques par la méthode de la balance électronique :

1. Faites un schéma de la réaction.

2. Déterminer l'état d'oxydation des éléments dans les réactifs et les produits de réaction.

Rappelles toi!

L'état d'oxydation des substances simples est 0;

L'état d'oxydation des métaux dans les composés est

le numéro de groupe de ces métaux (parje - III groupes).

L'état d'oxydation de l'atome d'oxygène dans

les connexions sont généralement égales à - 2, sauf H 2 O 2 -1 et F 2.

L'état d'oxydation d'un atome d'hydrogène dans

connexions est généralement +1, sauf MeH (hydrures).

Somme algébrique des états d'oxydation

éléments dans les connexions est 0.

3. Déterminez si la réaction est une réaction redox ou si elle se déroule sans modifier les états d'oxydation des éléments.

4. Soulignez les éléments dont les états d'oxydation changent.

5. Faire des équations électroniques des processus d'oxydation et de réduction.

6. Déterminer quel élément est oxydé (son état d'oxydation augmente) et quel élément est réduit (son état d'oxydation diminue) au cours de la réaction.

7. Sur le côté gauche du diagramme, utilisez les flèches pour indiquer le processus d'oxydation (déplacement des électrons de l'atome de l'élément) et le processus de réduction (déplacement des électrons vers l'atome de l'élément)

8. Déterminer l'agent réducteur et l'agent oxydant.

9. Équilibrer le nombre d'électrons entre l'agent oxydant et l'agent réducteur.

10. Déterminer les coefficients pour l'agent oxydant et l'agent réducteur, les produits d'oxydation et de réduction.

11. Écrivez le coefficient devant la formule de la substance qui détermine l'environnement de la solution.

12. Vérifiez l'équation de la réaction.

Annexe 3

Auto-apprentissage pour tester les connaissances

Option 1

1. Entrez l'état d'oxydation des éléments dans les composés, dont les formules sont IBr, TeCl 4, SeF e, NF 3, CS 2.

2. Dans les schémas réactionnels suivants, indiquez l'état d'oxydation de chaque élément et arrangez les coefficients en utilisant la méthode de la balance électronique :

1) F 2 + Xe → XeF 6 3) Na + Br 2 → NaBr

2) S + H 2 → H 2 S 4) N 2 + Mg → Mg 3 N 2

Option 2

1. Mettez l'état d'oxydation des éléments dans les composés : H 2 S O 4, HCN, HN O 2, PC1 3

2. Additionnez les équations des réactions d'oxydoréduction :

1) CI 2 + Fe → 2) F 2 + I 2 → 3) Ca + C → 4) C + H 2 →

Indiquer les états d'oxydation des éléments dans les produits obtenus.

Option 3

1. Définissez l'état d'oxydation dans les composés dont les formules sont XeF 4, CC 1 4, PC1 b, SnS 2.

2. Écrivez les équations de la réaction : a) dissolution du magnésium dans une solution d'acide sulfurique ; b) interaction de la solution de bromure de sodium avec le chlore. Quel élément est oxydé et lequel est réduit ?

Option 4

1. Complétez les formules des composés suivants : a) nitrure de lithium (composés du lithium avec de l'azote) ; b) sulfure d'aluminium (composés d'aluminium avec du soufre); c) le fluorure de phosphore, dans lequel l'élément électropositif présente l'état d'oxydation maximal.

2. Écrivez les équations de réaction : a) iodure de magnésium avec brome ; b) dissoudre le magnésium dans une solution d'acide bromhydrique. Indiquez ce qu'est dans chaque cas un agent oxydant et ce qu'est un agent réducteur.

Option 5

1. Formulez les formules des composés suivants : a) fluor avec xénon ; b) du béryllium avec du carbone, dans lequel l'élément électropositif présente l'état d'oxydation maximal.

2. Placer les coefficients selon la méthode de la balance électronique dans les schémas suivants :

1) KI + Cu (Nô 3 ) 2 → CuI + I 2 + KNô 3

2) MnS + HNô 3 ( finir .) → MnSô 4 + Nô 2 + H 2 ô

Option 6

1. Notez l'état d'oxydation de chaque élément des composés dont les formules sont Na 2 S O 3, KSIO 3, NaCIO, Na 2 Cr O 4, N H 4 ClO 4, BaMn O 4.

2. Écrivez les équations de réaction : a) iodure de lithium avec du chlore ; b) du lithium avec de l'acide chlorhydrique. Notez les états d'oxydation de tous les éléments et les coefficients selon la méthode de la balance électronique.

Option 7

1. Calculer les états d'oxydation du manganèse, du chrome et de l'azote dans les composés dont les formules sont KMnO 4, Na 2 Cr 2 O 7, NH 4 N O 3.

2. Notez les états d'oxydation de chaque élément et placez les coefficients selon la méthode de la balance électronique dans les schémas suivants :

2) H 2 S 3 + I 2 + H 2 → H 2 S 4 + HI

Option 8

1. Quel est l'état d'oxydation du carbone dans le monoxyde de carbone (IV) et change-t-il

Sujet de la leçon : réactions redox.

Le but de la leçon : Généraliser, systématiser et élargir les connaissances des étudiants sur les réactions redox, les oxydants les plus importants et les produits de leur réduction.

Tâches:

Consolider la capacité à déterminer les états d'oxydation des éléments, agent oxydant et agent réducteur, à fixer les coefficients par la méthode de la balance électronique.

Améliorer la capacité à déterminer les propriétés redox des substances, prédire les produits de réaction en fonction de l'activité des métaux, de la concentration des acides et de la réaction de l'environnement de la solution.

Développer la capacité d'établir les équations des réactions chimiques se déroulant dans divers milieux à partir de l'exemple des composés du manganèse.

Montrez la diversité et l'importance de l'OVR dans la nature et la vie quotidienne.

Continuer à préparer l'examen de chimie.

Pendant les cours

1. Moment d'organisation

Bonne journée! Bonne humeur !

Le sujet de notre leçon : "Réactions d'oxydation - réduction" (Présentation. Diapositive 1)

Les réactions redox sont parmi les réactions chimiques les plus courantes et sont d'une grande importance en théorie et en pratique. Les processus les plus importants de la planète sont associés à ce type de réaction chimique. L'humanité a longtemps utilisé les OVR, au début ne comprenant pas leur essence. Ce n'est qu'au début du 20e siècle que la théorie électronique des processus redox a été créée. Au cours de la leçon, vous devrez vous rappeler les principales dispositions de cette théorie, la méthode de l'équilibre électronique, apprendre à établir des équations pour les réactions chimiques qui se déroulent dans des solutions et découvrir de quoi dépend le mécanisme de telles réactions.

2. Répétition et généralisation du matériel précédemment étudié

Pour vous, le sujet de l'OVR n'est pas nouveau, il court comme un fil rouge tout au long du cours de chimie. Par conséquent, je propose de répéter quelques concepts et compétences sur ce sujet.

La première question est : « Quel est l'état d'oxydation ? Sans ce concept et la capacité d'organiser les états d'oxydation des éléments chimiques, il n'est pas possible d'examiner ce sujet.

/ État d'oxydation C'est la charge conditionnelle d'un atome d'un élément chimique dans un composé, calculée sur la base de l'hypothèse que tous les composés ne sont constitués que d'ions. L'état d'oxydation peut être positif, négatif ou nul, selon la nature des composés correspondants. /

Certains éléments ont des états d'oxydation constants, tandis que d'autres sont variables.

Par exemple, les métaux alcalins sont classés parmi les éléments à état d'oxydation positif constant : Li +1, Na +1, K +1, Rb +1, Cs +1, Fr +1, les éléments suivants du groupe II du système périodique : Be +2, Mg + 2, Ca +2, Sr +2, Ba +2, Ra +2, Zn +2, ainsi qu'un élément du groupe III A - A1 +3 et quelques autres. Les métaux dans les composés ont toujours un état d'oxydation positif.

Parmi les non-métaux, F. a un état d'oxydation négatif permanent (-1).

Dans les substances simples formées d'atomes métalliques ou non métalliques, les états d'oxydation des éléments sont nuls, par exemple : Na°, Al°, Fe°, H 2 0, O 2 0, F 2 0, Cl 2 0, Br 2 0.

Pour l'hydrogène, les états d'oxydation sont caractéristiques : +1 (H 2 0), -1 (NaH).

L'oxygène est caractérisé par des états d'oxydation : -2 (H 2 0), -1 (H 2 O 2), +2 (OF 2).

Il faut se rappeler que, dans l'ensemble, la molécule est électriquement neutre; donc, dans toute molécule, la somme algébrique des états d'oxydation est nulle, et dans un ion complexe, la charge de l'ion.

Par exemple, calculons l'état d'oxydation du chrome dans le dichromate de potassium K 2 Cr 2 O 7.

L'état d'oxydation du potassium est +1, l'oxygène est -2.

Comptons le nombre de charges négatives : 7 (-2) = -14

Le nombre de charges positives doit être de + 14. Le potassium a deux charges positives, donc le chrome en a 12.

Comme il y a deux atomes de chrome dans la formule, on divise 12 par deux : 12 : 2 = 6.

6 est l'état d'oxydation du chrome.

Vérifier : la somme algébrique des états d'oxydation positifs et négatifs des éléments est nulle, la molécule est électriquement neutre.

Travail indépendant n°1 sur la carte instructive : à l'aide des informations fournies, calculez les états d'oxydation des éléments des composés : MnO 2, H 2 SO 4, K 2 SO 3, H 2 S, KMnO 4.

Que sont les réactions redox du point de vue de la notion d'« état d'oxydation des éléments chimiques » ? (diapositive 2)

/ Réactions redox- ce sont de telles réactions dans lesquelles les processus d'oxydation et de réduction se produisent simultanément et, en règle générale, les états d'oxydation des éléments changent. /

Considérons le processus en utilisant l'exemple de l'interaction du zinc avec de l'acide sulfurique dilué :

Cette équation utilise la méthode de la balance électronique. La méthode est basée sur la comparaison des états d'oxydation des atomes dans les matières premières et les produits de réaction. Principale exigence lors de l'élaboration d'équations par cette méthode : le nombre d'électrons donnés doit être égal au nombre d'électrons reçus.

Les réactions d'oxydoréduction sont des réactions dans lesquelles des électrons sont transférés d'un atome, d'une molécule ou d'un ion à un autre.

L'oxydation est le processus de don d'électrons, et l'état d'oxydation augmente.

La réduction est le processus d'attachement des électrons, tandis que l'état d'oxydation diminue.

Les atomes, molécules ou ions donneurs d'électrons sont oxydés ; sont des agents réducteurs.
Les atomes, les ions ou les molécules qui acceptent les électrons sont réduits ; sont des agents oxydants.

L'oxydation s'accompagne toujours de réduction, la réduction est associée à l'oxydation.

Oxydation - réactions de réduction - l'unité de deux processus opposés : l'oxydation et la réduction.

Travail indépendant n°2 sur la carte instructive : à l'aide de la méthode de la balance électronique, trouver et mettre les coefficients dans le schéma de réaction redox suivant :

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)

Cependant, apprendre à trouver les coefficients dans l'OVR ne signifie pas savoir les composer. Il est nécessaire de connaître le comportement des substances dans l'OVR, de prévoir le déroulement des réactions, de déterminer la composition des produits résultants, en fonction des conditions de réaction.

Afin de comprendre dans quels cas les éléments se comportent comme des agents oxydants, et dans lesquels comme agents réducteurs, il faut se tourner vers le système périodique de D.I. Mendeleev. Si nous parlons de substances simples, les propriétés réductrices devraient être inhérentes aux éléments qui ont un rayon atomique plus grand que les autres et un petit nombre (1 - 3) d'électrons au niveau d'énergie externe. Par conséquent, ils peuvent les donner relativement facilement. Ce sont principalement des métaux. Les propriétés réductrices les plus fortes d'entre eux sont détenues par les métaux alcalins et alcalino-terreux situés dans les principaux sous-groupes des groupes I et II (par exemple, sodium, potassium, calcium, etc.).

Les non-métaux les plus typiques, qui ont une structure proche de l'achèvement de la couche électronique externe et un rayon atomique beaucoup plus petit que les métaux de la même période, acceptent assez facilement les électrons et se comportent comme des oxydants dans les réactions redox. Les agents oxydants les plus forts sont les éléments légers des principaux sous-groupes VI à VII de groupes, par exemple le fluor, le chlore, le brome, l'oxygène, le soufre, etc.

En même temps, il faut se rappeler que la division des substances simples en agents oxydants et agents réducteurs est aussi relative que la division en métaux et non-métaux. Si des non-métaux pénètrent dans un environnement contenant un agent oxydant plus puissant, ils peuvent présenter des propriétés réductrices. Les éléments dans différents états d'oxydation peuvent se comporter différemment.

Si un élément a son état d'oxydation le plus élevé, alors il ne peut être qu'un agent oxydant. Par exemple, dans HN +5 O 3, l'azote à l'état + 5 ne peut être qu'un agent oxydant et accepter des électrons.

Un élément au degré d'oxydation le plus bas ne peut être qu'un agent réducteur. Par exemple, dans N -3 H 3, l'azote à l'état -3 peut donner des électrons, c'est-à-dire est un agent réducteur.

Les éléments dans des états d'oxydation positifs intermédiaires peuvent à la fois donner et recevoir des électrons et sont donc capables de se comporter comme des agents oxydants ou réducteurs, selon les conditions. Par exemple, N +3, S +4. Entrant dans un environnement avec un agent oxydant fort, ils se comportent comme des agents réducteurs. A l'inverse, en milieu réducteur, ils se comportent comme des agents oxydants.

Selon les propriétés redox, les substances peuvent être divisées en trois groupes :

oxydants

réducteurs

agents oxydants - agents réducteurs

Travail indépendant n° 3 selon la carte instructive : dans lequel des schémas donnés des équations réactionnelles MnO 2 présente les propriétés d'un agent oxydant, et dans lequel - les propriétés d'un agent réducteur :

2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (MnO 2 - agent réducteur)

MnO 2 + 4HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O (MnO 2 - agent d'oxydation)

3. Approfondir et élargir les connaissances

Les oxydants les plus importants et les produits de leur réduction

1. Acide sulfurique - H 2 ALORS 4 est un agent oxydant

A) L'équation d'interaction du zinc avec le Н 2 SO 4 dilué (diapositive 3)

Quel ion est un agent oxydant dans cette réaction ? (H+)

Le produit de réduction avec un métal, se situant dans la série de tensions jusqu'à l'hydrogène, est H 2.

B) Considérez une autre réaction - l'interaction du zinc avec du H 2 SO 4 concentré (diapositive 4)

Quels atomes changent l'état d'oxydation? (zinc et soufre)

L'acide sulfurique concentré (98 %) contient 2 % d'eau et le sel est obtenu en solution. En fait, les ions sulfate sont impliqués dans la réaction. Le produit de réduction est le sulfure d'hydrogène.

Selon l'activité du métal, les produits de réduction du H 2 SO 4 concentré sont différents : H 2 S, S, SO 2.

2. Un autre acide - nitrique - est également un agent oxydant dû au nitrate - NO ion 3 - . La capacité oxydante de l'ion nitrate est beaucoup plus élevée que l'ion H + et l'ion hydrogène n'est pas réduit à un atome. Par conséquent, lorsque l'acide nitrique interagit avec les métaux, l'hydrogène n'est jamais libéré, mais divers composés azotés se forment. Cela dépend de la concentration de l'acide et de l'activité du métal. L'acide nitrique dilué est réduit plus profondément que l'acide nitrique concentré (pour le même métal) (diapositive 6)

Les diagrammes indiquent les produits dont la teneur est la plus élevée parmi les produits possibles de réduction acide.

L'or et le platine ne réagissent pas avec le HNO 3, mais ces métaux se dissolvent dans l'eau régale - un mélange d'acides chlorhydrique et nitrique concentrés dans un rapport 3: 1.

Au + 3HCI (conc.) + HNO 3 (conc.) = AuCI 3 + NO + 2H 2 O

3. L'agent oxydant le plus puissant parmi les substances simples est le fluor. Mais il est trop actif et difficile à libérer. Par conséquent, dans les laboratoires, ils utilisent permanganate de potassium KMnO 4 . Son pouvoir oxydant dépend de la concentration de la solution, de la température et de l'environnement.

Création d'une situation problématique : Je préparais une solution de permanganate de potassium ("permanganate de potassium") pour la leçon, j'ai renversé un verre avec la solution et j'ai taché ma couche chimique préférée. Suggérez (après avoir fait une expérience en laboratoire) une substance qui peut être utilisée pour nettoyer la blouse.

Les réactions d'oxydation - réduction peuvent avoir lieu dans une variété d'environnements. Selon l'environnement, la nature de la réaction entre les mêmes substances peut changer : l'environnement affecte le changement des états d'oxydation des atomes.

Habituellement, de l'acide sulfurique est ajouté pour créer un environnement acide. Le sel et l'azote sont utilisés moins souvent, car le premier est capable de s'oxyder et le second lui-même est un agent oxydant puissant et peut provoquer des processus secondaires. Pour créer un environnement alcalin, on utilise de l'hydroxyde de potassium ou de sodium et l'eau est neutre.

Expérience en laboratoire :(règles du CT)

Quatre tubes à essai numérotés sont remplis de 1-2 ml d'une solution diluée de permanganate de potassium. Ajoutez quelques gouttes de solution d'acide sulfurique dans le premier tube, de l'eau dans le second, de l'hydroxyde de potassium dans le troisième, et laissez le quatrième tube comme témoin. Versez ensuite la solution de sulfite de sodium dans les trois premiers tubes à essai en agitant doucement. Vérifiez-le. Comment la couleur de la solution change dans chaque tube. (diapositives 7, 8)

Résultats de laboratoire :

Produits de réduction du KMnO 4 (MnO 4 -) :

en milieu acide - Mn +2 (sel), solution incolore ;

en milieu neutre - MnO 2, sédiment brun ;

en milieu alcalin - MnO 4 2-, solution verte. (diapositive 9,)

Aux schémas réactionnels :

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 ALORS 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 ô→ MnO 2 + Na 2 SO 4 + KOH

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + ÀOH→ Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

Choisissez les coefficients selon la méthode du solde électronique. Précisez l'agent oxydant et l'agent réducteur (diapositive 10)

(Devoir à plusieurs niveaux : les apprenants forts écrivent eux-mêmes les produits de réaction)

Vous avez fait une expérience en laboratoire, proposez une substance avec laquelle vous pouvez nettoyer le pelage.

Expérience de démonstration :

Les taches d'une solution de permanganate de potassium sont rapidement éliminées avec une solution de peroxyde d'hydrogène acidifiée à l'acide acétique :

2KMnO 4 + 9H 2 O 2 + 6CH 3 COOH = 2Mn (CH 3 COO) 2 + 2CH 3 CUISSON + 7O 2 + 12H 2 O

Les vieilles taches de permanganate de potassium contiennent de l'oxyde de manganèse (IV), donc une autre réaction se produira :

MnO 2 + 3H 2 O 2 + 2CH 3 COOH = Mn (CH 3 COO) 2 + 2O 2 + 4H 2 O (diapositive 12)

Après avoir enlevé les taches, le morceau de tissu doit être rincé à l'eau.

Importance des réactions redox

Il est impossible de considérer toute la variété des réactions redox en une seule leçon. Mais leur importance dans la chimie, la technologie et la vie humaine quotidienne peut difficilement être surestimée.

Élève: Les réactions d'oxydoréduction sont à la base de la production de métaux et d'alliages, d'hydrogène et d'halogènes, d'alcalis et de médicaments.

Le fonctionnement des membranes biologiques et de nombreux processus naturels sont associés à des réactions redox : métabolisme, fermentation, respiration, photosynthèse. Sans comprendre l'essence et les mécanismes des réactions redox, il est impossible d'imaginer le fonctionnement des sources de courant chimiques (accumulateurs et piles), l'obtention de revêtements protecteurs, et le traitement virtuose des surfaces métalliques des produits.

A des fins de blanchiment et de désinfection, les propriétés oxydantes d'agents bien connus tels que le peroxyde d'hydrogène, le permanganate de potassium, le chlore et le chlore, ou l'eau de Javel, la chaux sont utilisées.

Le chlore en tant qu'agent oxydant puissant est utilisé pour la stérilisation de l'eau propre et la désinfection des eaux usées.

4. Consolidation du matériel étudié

Test :

En milieu acide, le KMnO 4 est réduit à :

Le H 2 SO 4 concentré à température normale passive :
Le HNO 3 concentré ne réagit pas avec le métal :
Le HNO 3 dilué avec des métaux actifs est réduit à :
Quel produit de réduction KMnO 4 manque : 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH

(vérification mutuelle des tests par paires)

5. Devoirs

À l'aide des schémas donnés dans la leçon, complétez les équations de réaction et disposez-y les coefficients en utilisant la méthode de la balance électronique :

AI + H 2 SO 4 (conc.) →

Ag + HNO 3 (conc.) →

KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → …… .. + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O (diapositive 13)

6. Résumer la leçon

Carte d'instruction

je ... Répétition et généralisation de matériel déjà étudié

Exercice 1 : Calculer les états d'oxydation des éléments dans les composés :

MnO 2 , H 2 ALORS 4 , K 2 ALORS 3 , H 2 S, KMnO 4 .

Mission 2 :À l'aide de la méthode de la balance électronique, recherchez et définissez les coefficients dans le schéma de réaction redox suivant :

MnO 2 + H 2 ALORS 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 ô

Mission 3 : Dans lequel des schémas donnés des équations de réaction, MnO 2 présente les propriétés d'un agent oxydant, et dans lequel - les propriétés d'un agent réducteur :

UNE) 2 MnO 2 + ô 2 + 4 KOH = 2 K 2 MnO 4 + 2 H 2 ô B) MnO 2 + 4 IHM = MnCI 2 + CI 2 + 2 H 2 ô

II ... Approfondir et élargir les connaissances :

Expérience en laboratoire : (respecter les règlements du CT)

Notez comment la couleur de la solution change dans chaque tube :

1 tube -

2 tubes à essai -

3 tubes à essai -

4 tubes - contrôle

Exercer: Aux schémas réactionnels :

KMnO 4 + Non 2 ALORS 3 + H 2 ALORS 4 →MnSO 4 + Non 2 ALORS 4 + K 2 ALORS 4 + H 2 ô

KMnO 4 + Non 2 ALORS 3 + H 2 ô→MnO 2 + Non 2 ALORS 4 + KOH

KMnO 4 + Non 2 ALORS 3 + ÀOH →N / A 2 ALORS 4 + K 2 MnO 4 + H 2 ô

Choisissez les coefficients selon la méthode du solde électronique. Indiquer l'oxydant et le réducteur.

III ... Consolidation du matériel étudié

Test:

1.Dans un environnement acideKMnO 4 récupère à :

A) Mn +2 sel B) MnO 2 C) K 2 MnO 4

2.ConcentréH 2 ALORS 4 à température normale passive :

A) Zn B) Cu C) AI

3.ConcentréHNO 3 ne réagit pas avec le métal :

A) Ca B) Au C) Mg

4.DiluéHNO 3 avec les métaux actifs, il est réduit à :

A) NON B) N 2 C) N 2 O

5. Quel est le produit de récupérationKMnO 4 manqué:

2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH

A) MnO 2 B) 2MnSO 4 C) K 2 MnO 4

Score du test (basé sur l'examen par les pairs)

IV ... Devoirs

À l'aide des schémas donnés dans la leçon, complétez les équations de réaction et placez-y les coefficients :

1.AI + H 2 SO 4 (conc.) →

2. Ag + HNO 3 (conc.) →

3. KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → …… .. + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

État d'oxydation

Propriétés redox des substances

Types de réactions d'oxydoréduction

Direction des réactions redox

Les réactions d'oxydoréduction comprennent celles qui s'accompagnent du mouvement des électrons d'une particule à une autre. Lorsque l'on considère les régularités du déroulement des réactions redox, le concept de l'état d'oxydation est utilisé.

1. État d'oxydation

Concept état d'oxydation introduit pour caractériser l'état des éléments dans les connexions. L'état d'oxydation est compris comme charge conditionnelle d'un atome dans un composé, calculée en supposant que le composé est constitué d'ions... L'état d'oxydation est indiqué par un chiffre arabe avec un signe plus lorsque les électrons sont déplacés d'un atome donné à un autre atome, et par un signe moins lorsque les électrons sont déplacés dans la direction opposée. Un chiffre avec un signe "+" ou "-" est placé au-dessus du symbole de l'élément. L'état d'oxydation indique l'état d'oxydation de l'atome et n'est qu'une forme commode pour prendre en compte le transfert d'électrons : il ne doit pas non plus être considéré comme la charge effective de l'atome dans la molécule (par exemple, dans la molécule LiF, les charges effectives Li et F sont + 0,89 et -0, respectivement, 89, tandis que les états d'oxydation sont +1 et -1), ni comme la valence de l'élément (par exemple, dans les composés CH 4, CH 3 OH, HCOOH, CO 2, la valence du carbone est de 4, et les états d'oxydation sont, respectivement, -4, -2, +2, +4). Les valeurs numériques de la valence et de l'état d'oxydation ne peuvent coïncider en valeur absolue que lorsque des composés à structure ionique se forment.

Lors de la détermination de l'état d'oxydation, les règles suivantes sont utilisées:

Les atomes d'éléments à l'état libre ou sous forme de molécules de substances simples ont un état d'oxydation égal à zéro, par exemple Fe, Cu, H 2 , N 2, etc.

L'état d'oxydation d'un élément sous forme d'ion monoatomique dans un composé ayant une structure ionique est égal à la charge d'un ion donné,

1 -1 +2 -2 +3 -1

par exemple, NaCl, Cu S, AlF 3.

L'hydrogène dans la plupart des composés a un état d'oxydation de +1, à l'exception des hydrures métalliques (NaH, LiH), dans lesquels l'état d'oxydation de l'hydrogène est de -1.

L'état d'oxydation de l'oxygène le plus courant dans les composés est -2, à l'exception des peroxydes (Na 2 O 2, H 2 O 2), dans lesquels l'état d'oxydation de l'oxygène est –1 et F 2 O, dans lesquels l'état d'oxydation d'oxygène est +2.

Pour les éléments à état d'oxydation variable, sa valeur peut être calculée en connaissant la formule du composé et en tenant compte du fait que la somme algébrique des états d'oxydation de tous les éléments d'une molécule neutre est nulle. Dans un ion complexe, cette somme est égale à la charge de l'ion. Par exemple, l'état d'oxydation de l'atome de chlore dans la molécule de HClO 4, calculé sur la base de la charge totale de la molécule = 0, où x est l'état d'oxydation de l'atome de chlore) est de +7. L'état d'oxydation de l'atome de soufre dans l'ion (SO 4) 2- [x + 4 (-2) = -2] est de +6.

2. Propriétés redox des substances

Toute réaction d'oxydoréduction consiste en des processus d'oxydation et de réduction. Oxydation - c'est le processus d'abandonner des électrons par un atome, un ion ou une molécule réactive. Des substances qui dégagent leurs électrons au cours de la réaction et s'oxydent en même temps, ils appellent les agents réducteurs.

La récupération est le processus d'acceptation des électrons par un atome, ion ou molécule réactive.

Les substances qui acceptent les électrons et sont réduites en même temps sont appelées agents oxydants.

Les réactions d'oxydoréduction se déroulent toujours en un seul processus, appelé réaction redox. Par exemple, lorsque le zinc métal interagit avec les ions cuivre agent réducteur(Zn) donne ses électrons oxydant- ions cuivre (Cu 2+) :

Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu

Le cuivre est libéré à la surface du zinc et les ions zinc passent en solution.

Les propriétés redox des éléments sont associées à la structure de leurs atomes et sont déterminées par la position dans le système périodique de D.I. Mendeleïev. La capacité de régénération de l'élément est due à la faible liaison des électrons de valence avec le noyau. Les atomes métalliques contenant un petit nombre d'électrons au niveau d'énergie externe sont enclins à abandonner, c'est-à-dire facilement oxydable, jouant le rôle d'agents réducteurs. Les agents réducteurs les plus puissants sont les métaux les plus actifs.

Le critère de l'activité redox des éléments peut être la valeur de leur électronégativité relative: plus il est élevé, plus le pouvoir oxydant de l'élément est prononcé, et plus il est faible, plus son activité réductrice est brillante. Les atomes non métalliques (par exemple, F, O) ont une affinité électronique élevée et une électronégativité relative ; ils acceptent facilement les électrons, c'est-à-dire sont des agents oxydants.

Les propriétés redox d'un élément dépendent de son état d'oxydation. On distingue le même élément états d'oxydation inférieur, supérieur et intermédiaire.

A titre d'exemple, considérons le soufre S et ses composés H 2 S, SO 2 et SO 3. La relation entre la structure électronique de l'atome de soufre et ses propriétés redox dans ces composés est clairement indiquée dans le tableau 3.1.

Dans la molécule H2S, l'atome de soufre a une configuration d'octet stable du niveau d'énergie externe 3s 2 3p 6 et ne peut donc plus attacher d'électrons, mais peut en donner.

L'état d'un atome dans lequel il ne peut plus accepter d'électrons est appelé l'état d'oxydation le plus bas.

Dans l'état d'oxydation le plus bas, l'atome perd son pouvoir oxydant et ne peut être qu'un agent réducteur.

Tableau 1.

Formule de substance	Formule électronique	Propriétés redox
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6	–2 ; - 6 ; - 8 agent réducteur
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4	+ 2 agent d'oxydation	–4 ; - 6 agent réducteur
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p o	+ 4 ; + 6 agent d'oxydation	-2 agent réducteur
	1s 2 2s 2 2p 6 3s o 3p 0	+ 2 ; + 6 ; + 8 agent d'oxydation

Dans la molécule de SO 3 , tous les électrons externes de l'atome de soufre sont déplacés vers les atomes d'oxygène. Par conséquent, dans ce cas, l'atome de soufre ne peut accepter que des électrons, présentant des propriétés oxydantes.

L'état d'un atome dans lequel il a abandonné tous ses électrons de valence est appelé l'état d'oxydation le plus élevé. Un atome au degré d'oxydation le plus élevé ne peut être qu'un agent oxydant.

Dans la molécule de SO 2 et le soufre élémentaire S, l'atome de soufre est situé dans états d'oxydation intermédiaires, c'est-à-dire, ayant des électrons de valence, un atome peut les donner, mais, sans un R - sous-niveau, peut et accepter des électrons avant son achèvement.

Un atome d'un élément avec un état d'oxydation intermédiaire peut présenter à la fois des propriétés oxydantes et réductrices, qui sont déterminées par son rôle dans une réaction particulière.

Ainsi, par exemple, le rôle du sulfite - anion SO dans les réactions suivantes est différent :

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)

En réaction (1) anion sulfite SO en présence d'un agent oxydant fort, le KMnO 4 joue le rôle d'agent réducteur ; en réaction (2) anion sulfite SO - un agent oxydant, car H 2 S ne peut présenter que des propriétés réductrices.

Ainsi, parmi les substances complexes restaurateurs Peut être:

1. Substances simples dont les atomes ont de faibles valeurs d'énergie d'ionisation et d'électronégativité (en particulier les métaux).

2. Substances complexes contenant des atomes dans les états d'oxydation les plus bas :

H Cl, H2 S,N H3

Na 2 S O 3, Fe Classe 2, Sn(NON 3) 2.

Agents oxydants Peut être:

1. Les substances simples dont les atomes ont des valeurs élevées d'affinité électronique et d'électronégativité sont des non-métaux.

2. Substances complexes contenant des atomes dans les états d'oxydation les plus élevés : +7 +6 +7

K Mn O 4, K 2 Cr 2 O 7, HClO 4.

3. Substances complexes contenant des atomes dans des états d'oxydation intermédiaires :

Na 2 S O 3, Mn O 2, Mn AINSI 4.

Devise de la leçon : « Quelqu'un perd et quelqu'un trouve... »

Objectifs de la leçon:
Éducatif:
consolider les notions d'« état d'oxydation », les processus d'« oxydation », de « réduction » ;
consolider les compétences d'élaboration des équations des réactions redox par la méthode de la balance électronique ;
apprendre à prédire les produits des réactions redox.
Développement:
Continuer le développement de la pensée logique, la capacité d'observer, d'analyser et de comparer, de trouver des relations de cause à effet, de tirer des conclusions, de travailler avec des algorithmes et de susciter l'intérêt pour le sujet.
Éducatif:
Pour former la perspective scientifique des étudiants; améliorer les compétences de la main-d'œuvre;
apprendre à écouter le professeur et ses camarades, à être attentif à soi et aux autres, à s'évaluer et à évaluer les autres, à mener une conversation.

I. Moment d'organisation

Le sujet de la leçon est annoncé, la pertinence de ce sujet et son lien avec la vie sont justifiés. Les processus redox sont parmi les réactions chimiques les plus courantes et sont d'une grande importance en théorie et en pratique. Ils sont associés aux processus métaboliques se produisant dans un organisme vivant, à la décomposition et à la fermentation, à la photosynthèse. Les processus redox accompagnent la circulation des substances dans la nature. Ils peuvent être observés lors de la combustion du carburant, dans les processus de corrosion des métaux, lors de l'électrolyse et de la fusion des métaux. Avec leur aide, des alcalis, des acides et d'autres produits précieux sont obtenus.
Les réactions d'oxydoréduction sont à la base de la conversion de l'énergie des produits chimiques en interaction en énergie électrique dans les piles galvaniques et à combustible. L'humanité a longtemps utilisé les OVR, au début ne comprenant pas leur essence. Ce n'est qu'au début du 20e siècle que la théorie électronique des processus redox a été créée. Au cours de la leçon, vous vous souviendrez des principales dispositions de cette théorie, vous apprendrez à établir des équations pour les réactions chimiques qui se produisent dans les solutions et à découvrir de quoi dépend le mécanisme de telles réactions.
II. Répétition et généralisation de matériel déjà étudié
1. État d'oxydation.
Organisation d'une conversation visant à mettre à jour les connaissances de base sur l'état d'oxydation et les règles pour le déterminer, sur les questions suivantes :
- Qu'est-ce que l'électronégativité ?
- Quel est l'état d'oxydation ?
- L'état d'oxydation d'un élément peut-il être nul ? Dans quels cas ?
- Quel est l'état d'oxydation de l'oxygène le plus courant dans les composés ?
- Souvenez-vous des exceptions.
- Quel est l'état d'oxydation des métaux dans les composés polaires et ioniques ?
Sur la base des résultats de la conversation, les règles de détermination des états d'oxydation sont formulées
Pour consolider les règles formulées, il est proposé de déterminer l'état d'oxydation des éléments dans les composés :
H2SO4, H2, H2SO3, HCIO4, Ba, KMnO4, AI2 (SO4) 3, HNO3, Ba (NO3) 2, HCN, K4, NH3, (HN4) 2SO4.
Cette tâche à réponses sélectives est utilisée pour l'interrogatoire oral frontal.
2. Processus d'oxydation et de réduction. Réactions redox.
Au cours de la conversation, la connaissance des processus redox est mise à jour.
Indiquez le type de réaction chimique à droite. Disposez les coefficients selon vos besoins. Le cas échéant. éléments avant et après le changement de réaction, puis à gauche écrivez le mot "oui", s'ils ne changent pas, écrivez le mot "non".
Option I :
Hg + S → Hg S
NaNO3 → NaNO2 + O2
CuSO4 + NaOH → Na 2SO4 + Cu (OH) 2
Option II :
Al (OH) 3 → Al 2O3 + H2O
H2O + P2O5 → H3PO4
Fe + HCl → FeCl2 + H2
Tous les types de travaux sont contrôlés avec la classe. Les équations des réactions chimiques restent au tableau, puis la classe est invitée à répondre aux questions :
1) Y a-t-il un changement dans les états d'oxydation des éléments chimiques dans tous les cas ? (Non).
2) Est-ce que cela dépend du type de réactions chimiques en termes de nombre de réactifs et de produits de réaction ? (Non).
Des questions sont suggérées :
- Qu'est-ce qu'on appelle le processus de récupération ?
- Comment évolue l'état d'oxydation d'un élément au cours de la réduction ?
- Qu'est-ce que l'oxydation ?
- Comment l'état d'oxydation d'un élément change-t-il au cours de l'oxydation ?
- Donner une définition aux notions d'« agent oxydant » et d'« agent réducteur ».
D'un point de vue moderne, un changement de l'état d'oxydation est associé à l'attraction ou au mouvement des électrons. Par conséquent, parallèlement à ce qui précède, une autre définition peut être donnée : ce sont des réactions dans lesquelles se produit la transition d'électrons d'un atome, d'une molécule ou d'un ion à un autre.
Nous concluons : « Quelle est l'essence de l'OVR ?
Les réactions redox représentent l'unité de deux processus opposés - l'oxydation et la réduction. Dans ces réactions, le nombre d'électrons donnés par les agents réducteurs est égal au nombre d'électrons donnés par les agents oxydants. Dans ce cas, que les électrons se transfèrent complètement ou partiellement d'un atome à un autre, soient attirés par l'un des atomes, ils ne parlent classiquement que du recul ou de l'attachement des électrons. C'est pourquoi la devise de la leçon a été choisie : "Quelqu'un perd et quelqu'un trouve..."
3. Fonctions de connexions dans OVR.
1. Après avoir calculé l'état d'oxydation des éléments, prouvez que ces substances présentent les propriétés d'agents oxydants.
Cl2, HClO4, H2SO4, KMnO4, SO2
2.Calculez les états d'oxydation des éléments, prouvez que ces substances présentent les propriétés d'agents réducteurs :
HCl, NH3, H2S, K, SO2
À la suite de ce travail, les étudiants forment les règles pour déterminer la fonction de connexion dans l'OVR :
1. Si un élément présente un état d'oxydation plus élevé dans un composé, alors ce composé ne peut être qu'un agent oxydant.
2. Si un élément présente un état d'oxydation inférieur dans un composé, alors ce composé peut être un agent réducteur
Résolution des problèmes problématiques :
- Une même substance peut-elle être à la fois un agent oxydant et un agent réducteur ?
- Un même élément peut-il présenter à la fois les propriétés d'oxydant et de réducteur ?
Formulation de la troisième règle.
3. Si un élément présente un état d'oxydation intermédiaire dans un composé, alors ce composé peut être à la fois un agent réducteur et un agent oxydant.

III. Disposition des coefficients dans les équations OVR par la méthode de la balance électronique.

Pratiquer les compétences de détermination du degré d'oxydation, établir des schémas de réactions redox selon la méthode de la balance électronique (travail au tableau et sur cahiers) avec développement des capacités de raisonnement et d'analyse à travers les commentaires des réponses des élèves.
En utilisant la méthode de la balance électronique, sélectionnez les coefficients dans les schémas de réactions redox et indiquez le processus d'oxydation et de réduction :
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

Questions de la partie C (C1) de l'examen d'État unifié KIMov :

NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 → NaNO3 + MnSO4 +… +…

NaNO3 + NaI + H2SO4 → NO + I2 +… +…

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 +… +… +…

Vérifiez - une enquête frontale, une clarification des signes des réactions redox.
Questions de la partie B (B2) de l'examen d'État unifié KIMov :
Établir une correspondance entre l'équation de la réaction et le changement de l'état d'oxydation de l'agent oxydant dans cette réaction :

A) S02 + N02 = S03 + NON 1) -1 → 0
B) 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2 2) 0 → -2
B) 4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03 3) +4 → +2
D) 4NH3 + 6NO = 5N2 + 6H20 4) +1 → 0
5) +2 → 0
6) 0 → - 1

Équation réactionnelle Modification de l'état d'oxydation de l'agent oxydant

A) 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2 1) -1 → 0
B) H2S + 2Na = Na2S + H2 2) 0 → - 1
4NH3 + 6NO = 5N2 + 6H20 3) + 2 → 0
D) 2H2S + 302 = 2S02 + 2H20 4) + 1 → 0
5) +4 → +2
6) 0→ -2
Établir une correspondance entre l'équation de la réaction et une substance qui est un agent réducteur dans cette réaction
Équation de la réaction Agent réducteur
A) NON + N02 + H20 = 2HN02 1) N02
B) SO2 + 2H2S = 3S + 2H20 2) H2S
Br2 + S02 + 2H20 = 2HBr + H2SO4 3) Br2
D) 2KI + Br2 = 2KBg + I2 4) S02
5) NON
6) KI
IV. L'étape de consolidation des connaissances (se termine par un test).
Test
1) Quel est l'état d'oxydation le plus bas du soufre ?
a) –6 ; b) –4 ; en 2; d) 0 ; e) +6.

2) Quel est l'état d'oxydation du phosphore dans le composé Mg3P2 ?
a) +3 ; b) +5 ; c) 0 ; d) –2 ; e) –3.

3) Quels éléments ont un état d'oxydation constant de +1 ?
a) l'hydrogène ; b) le lithium ; c) le cuivre ;
d) magnésium ; e) le sélénium.

4) Quel est l'état d'oxydation le plus élevé du manganèse ?
a) -1 ; b) 0 ; c) +7 ; d) +4 ; e) +6.

5) Quel est l'état d'oxydation du chlore dans le composé Ca (ClO) 2 ?
a) +2 ; b) +1 ; c) 0 ; d) –1 ; D2.

6) Parmi les substances suivantes, lesquelles ne peuvent être que des agents oxydants ?
a) NH3; b) Br2 ; c) KClO3 ; d) Fe ; e) HNO3.

7) Quel est le nom du processus présenté ci-dessous et combien d'électrons y sont impliqués ?

a) restauration, 1f ; b) oxydation, 2f;
c) restauration, 2e ; d) oxydation, 1f.

8) Lesquelles des substances répertoriées peuvent être à la fois des agents oxydants et des agents réducteurs ? Il y a plusieurs réponses possibles.
a) SO2 ; b) Non ; c) H2 ; d) K2Cr2O7 ; e) HNO2.

9) Quel est le nom du processus présenté ci-dessous et combien d'électrons y sont impliqués ?

a) restauration, 8f ; b) oxydation, 4f;
c) oxydation, 8e ; d) restauration, 4f.

10) Parmi les substances suivantes, lesquelles ne peuvent être que des agents réducteurs ? Il y a plusieurs réponses possibles.
a) H2S ; b) KMnO4 ; c) SO2 ; d) NH3; e) Non.

Réponses. 1 - c ; 2 - d ; 3 - b, d; 4 - c ; 5B; 6 - d ; 7 - b ; 8 - a, c, d; 9 - un ; 10 - a, d, d.
V. Approfondir et élargir les connaissances (Exposé faisant partie de la leçon)
Importance des réactions redox
Les réactions redox accompagnent de nombreux procédés dans l'industrie et dans divers domaines de la vie : combustion de gaz dans une cuisinière à gaz, cuisine, lavage, nettoyage d'articles ménagers, fabrication de chaussures, parfums, textiles...
Que nous allumions une allumette ou un feu d'artifice fantaisiste dans le ciel, ce sont tous des processus redox.
A des fins de blanchiment et de désinfection, les propriétés oxydantes d'agents bien connus tels que le peroxyde d'hydrogène, le permanganate de potassium, le chlore et le chlore, ou l'eau de Javel, la chaux sont utilisées.
S'il est nécessaire d'oxyder une substance facilement destructible de la surface du produit, utilisez du peroxyde d'hydrogène. Il est utilisé pour blanchir la soie, les plumes et la fourrure. Des peintures anciennes sont également restaurées avec son aide. En raison de son innocuité pour le corps, le peroxyde d'hydrogène est utilisé dans l'industrie alimentaire pour blanchir le chocolat, les cicatrices et les boyaux dans la production de saucisses.
L'effet désinfectant du permanganate de potassium repose également sur ses propriétés oxydantes.
Le chlore en tant qu'agent oxydant puissant est utilisé pour la stérilisation de l'eau propre et la désinfection des eaux usées. Le chlore détruit de nombreuses couleurs, ce qui est à la base de son utilisation pour blanchir le papier et les tissus. La chaux chlorée, ou blanchissante, est l'un des oxydants les plus courants aussi bien dans la vie quotidienne qu'à l'échelle industrielle.
Les réactions redox sont extrêmement courantes dans la nature. Ils jouent un rôle important dans les processus biochimiques : respiration, métabolisme, activité nerveuse des humains et des animaux. La manifestation de diverses fonctions vitales du corps est associée à la dépense d'énergie que notre corps reçoit de la nourriture à la suite de réactions redox.
Vi. En résumé.

Les notes sont données pour la leçon et les devoirs sont donnés :
A. Déterminer l'état d'oxydation des éléments par les formules :
HNO2, Fe2 (SO4) 3, NH3, NH4Cl, KClO3, а (NO3) 2, lО4
B. Placer les coefficients selon la méthode de la balance électronique :
KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + Na2 SO4 + KOH
.KMnO4 + Na2SO3 + KOH →… + K2 MnO4 +…

Littérature:

Gabrielyan O.S. Chimie-8. M. : Outarde, 2002 ;
Gabrielyan O.S., Voskoboinikova N.P., Yashukova A.V. Manuel de l'enseignant. 8e année. M. : Outarde, 2002 ;
Encyclopédie de la petite enfance. Chimie. M. : Association encyclopédique russe, 2001 ; Encyclopédie pour enfants "Avanta +". Chimie. T. 17.M. : Avanta+, 2001 ;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Réactions redox. M. : Éducation, 1989.
VIRGINIE. Sheloncev. Modèles de signes et tâches : réactions redox. OOIPKRO, Omsk - 2002
A.G. Kuhlman. Chimie générale, Moscou-1989.
Le texte intégral du matériel Résumé de la leçon pour la 8e année « Réactions redox », voir le fichier téléchargeable.
La page affiche un extrait.

Développement de la leçon (Notes de leçon)

Enseignement général de base

Ligne UMK O.S. Gabrielyan. Chimie (8-9)

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Les références:

Manuel du professeur de chimie. 8e année. OS Gabrielyan, N.P. Voskoboinikova, A.V. Yashukova (M. : Outarde). 2003
EFU Chimie grade 8. OS Gabrielyan, (M. : Outarde).
Cahier d'exercices pour le manuel O.S. Gabrielyan Chimie 8e année. OS Gabrielyan, A.S. Sladkov (M. : Drofa-2013).

Objectifs de la leçon:

éducatif: familiariser les étudiants avec une nouvelle classification des réactions chimiques basée sur les changements d'états d'oxydation des éléments - réactions redox, répéter les concepts d'«agent oxydant», «agent réducteur», «oxydation», «réduction»;
développement: continuer le développement de la pensée logique, la formation de l'intérêt pour le sujet, en utilisant les technologies modernes dans l'enseignement.
éducatif: former la perspective scientifique des étudiants, la formation d'une culture de la communication interpersonnelle: évaluer leur travail ..

Moyens d'éducation:

Supplément électronique au manuel "Chimie Grade 8". OS Gabrielyan, (M. : Outarde).
Guide d'étude interactif « CHIMIE VISUELLE. Chimie. Grade 8-9. " Moscou : LLC "Exam-Media" 2011-2013

Tutoriel : EFU Gabrielyan O.S. Chimie 8e année : - M. : Outarde, 2015

Pendant les cours

1. Étape organisationnelle

Préparer les élèves au travail en classe. Règles de travail et sécurité dans une classe intelligente lorsque vous travaillez avec des ordinateurs portables

2. Actualisation des connaissances des étudiants

UNE) Rappelons toutes les classifications de réactions chimiques que vous connaissez et les signes qui sous-tendent chaque classification. Répétition. "Types de réactions chimiques" (par l'aide à l'apprentissage 2)

Travail littéraire 1 :

1. Selon le type et la composition des substances en réaction et en formation, il existe des réactions :

a) les connexions ;
b) décomposition ;
c) remplacement ;
d) échange (y compris la réaction de neutralisation).

2. Selon l'état d'agrégation des substances (phase), on distingue les réactions :

a) homogène ;
b) hétérogène.

3. Selon l'effet thermique, les réactions sont divisées en :

a) exothermique (y compris les réactions de combustion) ;
b) endothermique.

4. Selon l'utilisation du catalyseur, on distingue les réactions suivantes :

a) catalytique (y compris enzymatique);
b) non catalytique.

5. Selon la direction, on distingue les réactions :

a) réversible ;
b) irréversible.

B) Donnez une description complète de la réaction de synthèse d'oxyde de soufre (6) à partir d'oxyde de soufre (4) et d'oxygène :

3. Assimilation de nouvelles connaissances sur l'EFU

UNE) Rappelons-nous ce que S.O. et comment cela change avec XP. (Répétition suivie d'une vérification avec l'aide à l'apprentissage 2.)

B) Explication du matériel sur EPH p. 263-265.

V) Travail sur l'application électronique de l'EFU.

D) Travail sur la littérature 2

4. Consolidation primaire des connaissances

UNE) Les élèves terminent la tâche. APPLI ÉLECTRONIQUE

En cas de difficulté, nous utilisons les pp. 264-265 EFU.

B) Remplir une mission pour une application électronique, trouver un oxydant, un réducteur, un transfert d'électrons, travailler à la carte.