Redoksreakciju nodarbība. Ķīmijas stundas kopsavilkums par tēmu “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas”. Novadītās nodarbības analīze

2 Ķīmijas stunda 8.klasē par tēmu “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas”

Anotācija:Ķīmijas stunda par tēmu “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas” paredzēta 8. klases skolēniem. Nodarbībā tiek atklāti redoksreakciju pamatjēdzieni: oksidācijas pakāpe, oksidētājs, reducētājs, oksidēšana, reducēšana: tiek attīstīta spēja sastādīt redoksreakciju ierakstus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi.

Ķīmijas stunda 8. klasē par tēmu

"Oksidācijas-reducēšanās reakcijas"

NODARBĪBAS MĒRĶIS: veidot zināšanu sistēmu par redoksreakcijām, iemācīt veikt ORR ierakstus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi.

NODARBĪBAS MĒRĶI:

Izglītojoši: aplūkot redoksprocesu būtību, iemācīt izmantot “oksidācijas pakāpes” oksidēšanās un reducēšanās procesu noteikšanai; iemācīt skolēniem izlīdzināt redoksreakciju ierakstus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi.

Attīstošs: Uzlabot spēju pieņemt spriedumus par ķīmiskās reakcijas veidu, analizējot vielu atomu oksidācijas pakāpi; izdarīt secinājumus, strādāt ar algoritmiem, attīstīt interesi par priekšmetu.

Izglītojot: radīt vajadzību pēc kognitīvā darbība un vērtību attieksmi pret zināšanām; analizēt savu biedru atbildes, prognozēt darba rezultātu, novērtēt savu darbu; izkopt saskarsmes kultūru, darbojoties pāros “skolēns-skolēns”, “skolotājs-skolēns”.

Nodarbības veids: Nodarbība jauna materiāla apguvē.

Nodarbībā izmantotās metodes: Skaidrojošs vai ilustratīva.

Nodarbībā ieviestie jēdzieni: redoksreakcijas; oksidētājs; reducētājs; oksidācijas process; atveseļošanās process.

Lietots aprīkojumsun reaģenti:šķīdības tabula, D.I.Mendeļejeva periodiskā tabula, sālsskābe, sērskābe, cinka granulas, magnija skaidas, vara sulfāta šķīdums, dzelzs nagla.

Darba forma: individuāls, frontāls.

Nodarbības laiks: (90 minūtes, 2 nodarbības).

Nodarbību laikā

es . Laika organizēšana

II . Pārsegtā materiāla atkārtošana

SKOLOTĀJA: Puiši, atcerēsimies iepriekš pētīto materiālu par oksidācijas pakāpi, kas mums būs nepieciešams nodarbībā.

Mutiska frontālā aptauja:

Kas ir elektronegativitāte?

Kas ir oksidācijas stāvoklis?

Vai elementa oksidācijas skaitlis var būt nulle? Kādos gadījumos?

Kāds oksidācijas stāvoklis savienojumos visbiežāk ir skābeklis?

Atcerieties izņēmumus.

Kāds oksidācijas stāvoklis ir metāliem polārajos un jonu savienojumos?

Kā oksidācijas pakāpi aprēķina, izmantojot saliktās formulas?

Skābekļa oksidācijas pakāpe gandrīz vienmēr ir -2.

Ūdeņraža oksidācijas pakāpe gandrīz vienmēr ir +1.

Metālu oksidācijas pakāpe vienmēr ir pozitīva un pie maksimālās vērtības gandrīz vienmēr ir vienāda ar grupas numuru.

Brīvo atomu un atomu oksidācijas stāvoklis vienkāršas vielas ah vienmēr ir 0.

Visu savienojuma elementu atomu kopējais oksidācijas līmenis ir 0.

SKOLOTĀJA Lai nostiprinātu formulētos noteikumus, viņš aicina skolēnus aprēķināt - atrast elementu oksidācijas pakāpi vienkāršās vielās un savienojumos:

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

Piemēram: Kāds būs sēra oksidācijas pakāpe sērskābē?

Molekulās elementu oksidācijas pakāpju algebriskā summa, ņemot vērā to atomu skaitu, ir vienāda ar 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 . Jauna materiāla apgūšana

SKOLOTĀJA: Klasifikācijas daudzveidība ķīmiskās reakcijas Autors dažādas zīmes(reaģējošo un veidojošo vielu virziens, skaits un sastāvs, katalizatora izmantošana, termiskais efekts) var papildināt ar vēl vienu funkciju. Tā ir zīme – atomu oksidācijas stāvokļa izmaiņas ķīmiskie elementi, veidojot reaģējošas vielas.

Pamatojoties uz to, tiek izdalītas reakcijas

Ķīmiskās reakcijas

Reakcijas, kas notiek, mainoties reakcijām, kuras notiek, nemainot elementu oksidācijas pakāpi.elementu oksidācijas pakāpes.

Piemēram, reakcijā

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

AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 (students raksta pie tāfeles)

Ķīmisko elementu atomu oksidācijas pakāpes pēc reakcijas nemainījās. Bet citā reakcijā - sālsskābes mijiedarbība ar cinku

2HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 (students raksta pie tāfeles)

divu elementu, ūdeņraža un cinka, atomi mainīja oksidācijas pakāpi: ūdeņradis no +1 uz 0 un cinks no 0 uz +2. Tāpēc šajā reakcijā katrs ūdeņraža atoms saņēma vienu elektronu

2H + 2eH2

un katrs cinka atoms atdeva divus elektronus

Zn - 2е Zn

SKOLOTĀJA: Kādus ķīmisko reakciju veidus jūs zināt?

BRĪDINĀJUMS: ORR ietver visas aizvietošanas reakcijas, kā arī tās savienošanās un sadalīšanās reakcijas, kurās vismaz viena vienkārša viela.

SKOLOTĀJA: Definējiet OVR.

Ķīmiskās reakcijas, kuru rezultātā mainās ķīmisko elementu atomu oksidācijas pakāpe vai joni, kas veido reaģējošas vielas, sauc. redoksreakcijas.

SKOLOTĀJA: Puiši, mutiski nosakiet, kura no piedāvātajām reakcijām nav redokss:

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

4) S + O 2 = SO 2

STUDENTI: izpildīt uzdevumu

SKOLOTĀJA: Kā OVR piemērus mēs demonstrēsim šādu pieredzi.

H 2 SO 4 + Mg MgSO 4 + H 2

Apzīmēsim visu elementu oksidācijas pakāpi vielu - reaģentu un šīs reakcijas produktu formulās:

Kā redzams no reakcijas vienādojuma, divu elementu, magnija un ūdeņraža, atomi mainīja oksidācijas pakāpi.

Kas ar viņiem notika?

Magnijs no neitrāla atoma oksidācijas stāvoklī +2 pārvērtās par nosacītu jonu, tas ir, atteicās no 2e:

Mg 0 – 2е Mg +2

Pierakstiet savās piezīmēs:

Elementus vai vielas, kas nodod elektronus, sauc reducējošie līdzekļi; reakcijas laikā viņi oksidēt.

Nosacītais H jons +1 oksidācijas stāvoklī pārvērtās par neitrālu atomu, tas ir, katrs ūdeņraža atoms saņēma vienu elektronu.

2Н +1 +2е Н 2

Tiek saukti elementi vai vielas, kas pieņem elektronus oksidētāji; reakcijas laikā viņi atgūstas.<Приложение 1>

Šos procesus var attēlot diagrammā:

Sālsskābe + magnija magnija sulfāts + ūdeņradis

CuSO 4 + Fe (dzelzs nagla) = Fe SO 4 + Cu (jauks sarkans nags)

Fe 0 – 2 eFe +2

Cu +2 +2 eCu 0

Elektronu atteikšanās procesu sauc oksidēšanās un pieņemšana - restaurācija.

Oksidācijas procesa laikā oksidācijas stāvoklis paceļas, atveseļošanās procesā – Iet uz leju.

Šie procesi ir nesaraujami saistīti.

SKOLOTĀJA: Pabeigsim uzdevumu saskaņā ar iepriekš aprakstīto piemēru.

Vingrinājums: Redoksreakcijām norādiet oksidētāju un reducētāju, oksidācijas un reducēšanas procesus un izveidojiet elektroniskus vienādojumus:

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 nodarbības daļa (2. nodarbība)

Elektroniskā līdzsvara metode kā OVR vienādojumu sastādīšanas veids

Tālāk mēs apsvērsim redoksreakciju vienādojumu sastādīšanu, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi. Elektronu līdzsvara metodes pamatā ir noteikums: kopējais elektronu skaits, no kuriem reducētājs atsakās, vienmēr ir vienāds ar kopējais skaits elektroni, ko iegūst oksidētājs.

Pēc paskaidrojuma skolēni skolotāja vadībā sastāda OVR vienādojumus pēc skolotāja sastādītajiem plāniem šai stundai <Приложение 2>.

Atgādinājumi atrodas uz katra studenta galda.

SKOLOTĀJA: Starp mūsu pētītajām reakcijām redoksreakcijas ietver:

Mijiedarbība metāli ar nemetāliem

2Mg + O 2 = 2MgO

Oksidētājs O 2 +4e 2O -2 1 samazināšana

2. Mijiedarbība metāli ar skābi.

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

Reducētājs Mg 0 -2e Mg +2 2 oksidēšana

Oksidētājs 2O -2 +4e O 2 0 1 samazināšana

3. Mijiedarbība metāli ar sāli.

Cu SO 4 + Mg = MgSO 4 + Cu

Reducētājs Mg 0 -2e Mg +2 2 oksidēšana

Oksidētājs Cu +2 +2e Cu 0 1 samazināšana

Reakcija tiek diktēta, viens students pie tāfeles patstāvīgi sastāda reakcijas diagrammu:

H 2 + O 2 → H 2 O

Noteiksim, kuri elementu atomi maina oksidācijas pakāpi.

(H 2 ° + O 2 ° → H 2 O 2).

Sastādīsim elektroniskus vienādojumus oksidācijas un reducēšanas procesiem.

(H 2 ° -2e → 2H + – oksidācijas process,

O 2 ° +4e → 2O - ² - reducēšanas process,

H 2 ir reducētājs, O 2 ir oksidētājs)

Izvēlēsimies kopējo dividendi dotajam un saņemtajam e un koeficientus elektroniskajiem vienādojumiem.

(∙2| Н 2 °-2е → 2Н + - oksidācijas process, elements ir reducētājs;

∙1| O 2 ° +4e → 2O - ² - reducēšanas process, elements - oksidētājs).

Pārnesim šos koeficientus uz ORR vienādojumu un atlasīsim koeficientus citu vielu formulu priekšā.

2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O .

IV . Apgūtā materiāla nostiprināšana

Vingrinājumi materiāla nostiprināšanai:

Kura slāpekļa transformācijas shēma atbilst šim reakcijas vienādojumam?

4NH3 +5O2 → 4NO + 6H2O

1) N +3 → N +2 3) N +3 → N -3

2) N -3 → N -2 4) N -3 → N +2

2) Izveidot atbilstību starp atoma oksidācijas pakāpes izmaiņām sērs un matērijas pārveidošanas shēma. Pierakstiet ciparus bez atstarpēm un komatiem.

TRANSFORMĀCIJAS SHĒMA

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

OKSIDĀCIJAS STĀVOKĻA IZMAIŅAS

1) E +4 → E +6

2) E +6 → E -2

3) E +6 → E +4

4) E -2 → E +6

5) E -2 → E +4 atbilde (521)

3) Izveidot atbilstību starp transformācijas shēmu un oksidācijas pakāpes izmaiņām oksidētājs tajā.

TRANSFORMĀCIJAS SHĒMA

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

GRĀDU MAIŅA

OKSIDIZĒŠANAS OksidĒTĀJS

1) E +6 → E +7

2) E +5 → E +1

3) E +3 → E +2

4) E 0 → E -1

5) E -1 → E 0 atbilde (423)

V. Skolotājas beigu vārdi

Redoksreakcijas atspoguļo divu pretēju procesu vienotību: oksidāciju un reducēšanu. Šajās reakcijās reducētāju atdoto elektronu skaits ir vienāds ar oksidētāju pievienoto elektronu skaitu.Visu apkārtējo pasauli var uzskatīt par milzu ķīmisko laboratoriju, kurā ķīmiskās reakcijas, galvenokārt redoksreakcijas, notiek katru reizi otrais.

Ves . Atspulgs.

VIII . Mājasdarbs: 43. §, 1., 3., 7. vingrinājums 234.–235. lpp.

Lietotas grāmatas:

1. Gabrieljans O.S. "Ķīmija. 8. klase: mācību grāmata. vispārējai izglītībai iestādēm. – M. : Bustard, 2010.

Oksidācijas-reducēšanas reakcijas. Homčenko G.P., Sevastjanova K.I. - No apgaismības, 1985. gads.

ATZĪMĒJUMS STUDENTIEM

Pielikums Nr.1

Svarīgākie reducētāji un oksidētāji

Restauratori

Oksidētāji

Metāli, N2, ogles,

CO – oglekļa monoksīds (II)

H 2 S, SO 2, H 2 SO 3 un sāļi

HJ, HBr, HCl

SnCl 2, FeSO 4, MnSO 4,

Cr2(SO4)3

HNO 2 - slāpekļskābe

NH 3 – amonjaks

NO — slāpekļa oksīds (II)

Aldehīdi, spirti,

skudrskābe un skābeņskābe,

Katods elektrolīzes laikā

Halogēni

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

K2CrO4

HNO 3 -slāpekļskābe

H 2 O 2 – ūdeņraža peroksīds

O 3 – ozons, O 2

H2SO4 (konc.), H2SeO4

CuO, Ag2O, PbO2

Cēlmetālu joni

(Ag+, Au3+)

FeCl3

Hipohlorīti, hlorāti un perhlorāti

"Aqua Regia"

Anods elektrolīzes laikā

Pielikums Nr.2

Kompilācijas algoritms ķīmiskie vienādojumi elektroniskā bilances metode:

1.Izveidojiet reakcijas diagrammu.

2. Noteikt reaģentos un reakcijas produktos esošo elementu oksidācijas pakāpi.

Atcerieties!

Vienkāršu vielu oksidācijas pakāpe ir 0;

Metālu oksidācijas pakāpe savienojumos ir vienāda ar

šo metālu grupas numurs (pares - III grupas).

Skābekļa atoma oksidācijas stāvoklis iekš

savienojumi parasti ir vienāds ar - 2, izņemot H 2 O 2 -1 un ОF 2.

Ūdeņraža atoma oksidācijas stāvoklis iekš

savienojumi parasti ir +1, izņemot MeH (hidrīdi).

Oksidācijas pakāpju algebriskā summa

elementi savienojumos ir 0.

3. Noteikt, vai reakcija ir redokss, vai tā norit, nemainot elementu oksidācijas pakāpes.

4. Pasvītrojiet elementus, kuru oksidācijas pakāpes mainās.

5. Sastādīt elektroniskos vienādojumus oksidācijas un reducēšanas procesiem.

6. Noteikt, kurš elements reakcijas laikā tiek oksidēts (tā oksidācijas pakāpe palielinās) un kurš elements tiek reducēts (samazinās oksidācijas pakāpe).

7. Diagrammas kreisajā pusē izmantojiet bultiņas, lai norādītu oksidācijas procesu (elektronu pārvietošanu no elementa atoma) un reducēšanas procesu (elektronu pārvietošanu uz elementa atomu)

8. Definējiet reducētāju un oksidētāju.

9.Sabalansējiet elektronu skaitu starp oksidētāju un reducētāju.

10. Noteikt koeficientus oksidētājam un reducētājam, oksidācijas un reducēšanas produktiem.

11.Pierakstiet koeficientu pirms vielas formulas, kas nosaka šķīduma vidi.

12.Pārbaudiet reakcijas vienādojumu.

3. pielikums

Patstāvīgs darbs pārbaudīt zināšanas

1. iespēja

1. Norādiet elementu oksidācijas pakāpi savienojumos, kuru formulas ir IBr, TeCl 4, SeF e, NF 3, CS 2.

2. Sekojošās reakcijas shēmās norādiet katra elementa oksidācijas pakāpi un sakārtojiet koeficientus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi:

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

2. iespēja

1. Norādiet savienojumos esošo elementu oksidācijas pakāpi: H 2 S O 4, HCN, HN O 2, PC1 3

2. Aizpildiet oksidācijas-reducēšanas reakciju vienādojumus:

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

Norādiet iegūto produktu elementu oksidācijas pakāpi.

3. iespēja

1. Norādiet oksidācijas pakāpi savienojumos, kuru formulas ir XeF 4, CC 1 4, PC1 b, SnS 2.

2. Uzrakstiet reakcijas vienādojumus: a) magnija šķīdināšana sērskābes šķīdumā; b) nātrija bromīda šķīduma mijiedarbība ar hloru. Kurš elements tiek oksidēts un kurš reducēts?

4. iespēja

1. Izveidojiet formulas sekojoši savienojumi: a) litija nitrīds (litija savienojums ar slāpekli); b) alumīnija sulfīds (alumīnija savienojums ar sēru); c) fosfora fluorīds, kurā elektropozitīvais elements uzrāda maksimālo oksidācijas pakāpi.

2. Uzrakstiet vienādojumus reakcijām: a) magnija jodīds ar bromu; b) magnija šķīdināšana bromūdeņražskābes šķīdumā. Katrā gadījumā norādiet, kas ir oksidētājs un kas ir reducētājs.

5. iespēja

1. Izveidojiet formulas šādiem savienojumiem: a) fluors ar ksenonu; b) berilijs ar oglekli, kurā elektropozitīvajam elementam ir maksimālais oksidācijas stāvoklis.

2. Sakārtojiet koeficientus, izmantojot elektroniskā bilances metodi, šādās diagrammās:

1) KI + Cu(N PAR 3 ) 2 → CuI + I 2 +KN PAR 3

2) MnS + HN PAR 3 ( konc. .) → MnS PAR 4 + N PAR 2 +H 2 PAR

6. iespēja

1. Norādiet katra elementa oksidācijas pakāpi savienojumos, kuru formulas ir Na 2 S O 3, KSO 3, NaCIO, Na 2 Cr O 4, N H 4 ClO 4, BaMn O 4.

2. Uzrakstiet vienādojumus reakcijām: a) litija jodīds ar hloru; b) litijs ar sālsskābi. Ievadiet visu elementu oksidācijas pakāpi un koeficientus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi.

7. iespēja

1. Aprēķināt mangāna, hroma un slāpekļa oksidācijas pakāpes savienojumos, kuru formulas ir KMnO 4, Na 2 Cr 2 O 7, NH 4 N O 3.

2. Norādiet katra elementa oksidācijas pakāpi un sakārtojiet koeficientus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi šādās diagrammās:

2) H 2 S O 3 + I 2 + H 2 O → H 2 S O 4 + HI

8. iespēja

1. Kāds ir oglekļa oksidācijas pakāpe oglekļa monoksīdā (IV) un vai tas mainās

Nodarbības tēma: Oksidācijas-reducēšanās reakcijas.

Nodarbības mērķis: Apkopot, sistematizēt un paplašināt skolēnu zināšanas par redoksreakcijām, svarīgākajiem oksidētājiem un to reducēšanās produktiem.

Uzdevumi:

Nostiprināt spēju noteikt elementu, oksidētāja un reducētāja oksidācijas pakāpi un koeficientu sakārtošanu, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi.

Pilnveidot spēju noteikt vielu redoksīpašības, prognozēt reakcijas produktus atkarībā no metālu aktivitātes, skābju koncentrācijas un šķīduma vides reakcijas.

Attīstīt spēju sastādīt vienādojumus ķīmiskām reakcijām, kas notiek dažādās vidēs, izmantojot mangāna savienojumu piemēru.

Parādiet OVR daudzveidību un nozīmi dabā un Ikdiena.

Turpiniet gatavoties vienotajam valsts eksāmenam ķīmijā.

Nodarbību laikā

1. Organizatoriskais moments

Labdien Lai labs garastāvoklis!

Mūsu nodarbības tēma: “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas” (Prezentācija, 1. slaids)

Redoksreakcijas ir vienas no visizplatītākajām ķīmiskajām reakcijām, un tām ir liela vērtība teorijā un praksē. Svarīgākie procesi uz planētas ir saistīti ar šāda veida ķīmiskajām reakcijām. Cilvēce jau ilgu laiku izmanto OVR, sākotnēji nesaprotot to būtību. Tikai 20. gadsimta sākumā parādījās elektroniskā oksidācijas teorija - atveseļošanās procesi. Nodarbības laikā atcerēsies šīs teorijas pamatprincipus, elektroniskā līdzsvara metodi, iemācīsies uzrakstīt vienādojumus šķīdumos notiekošām ķīmiskajām reakcijām un uzzināsi, no kā ir atkarīgs šādu reakciju mehānisms.

2. Iepriekš pētītā materiāla atkārtošana un vispārināšana

OVR tēma jums nav sveša, tā kā sarkans pavediens iet cauri visam ķīmijas kursam. Tāpēc es ierosinu pārskatīt dažus jēdzienus un prasmes par šo tēmu.

Pirmais jautājums ir: "Kāds ir oksidācijas stāvoklis?" Bez šīs koncepcijas un spējas sakārtot ķīmisko elementu oksidācijas stāvokļus šo tēmu nav iespējams izskatīt.

/ Oksidācijas stāvoklis ir savienojumā esošā ķīmiskā elementa atoma nosacīts lādiņš, ko aprēķina, pamatojoties uz pieņēmumu, ka visi savienojumi sastāv tikai no joniem. Oksidācijas stāvoklis var būt pozitīvs, negatīvs vai nulle atkarībā no iesaistīto savienojumu veida./

Dažiem elementiem ir nemainīgi oksidācijas stāvokļi, citiem ir mainīgi.

Piemēram, elementi ar nemainīgu pozitīvu oksidācijas pakāpi ir sārmu metāli: Li +1, Na +1, K +1, Rb +1, Cs +1, Fr +1, periodiskās tabulas II grupas elementi: Be +2, Mg + 2, Ca +2, Sr +2, Ba +2, Ra +2, Zn +2, kā arī grupas III A elements - A1 +3 un daži citi. Savienojumos esošajiem metāliem vienmēr ir pozitīvs oksidācijas stāvoklis.

Starp nemetāliem F ir nemainīgs negatīvs oksidācijas stāvoklis (-1).

Vienkāršās vielās, ko veido metālu vai nemetālu atomi, elementu oksidācijas pakāpe ir nulle, piemēram: Na°, Al°, Fe°, H 2 0, O 2 0, F 2 0, Cl 2 0, Br 20.

Ūdeņradi raksturo oksidācijas pakāpes: +1 (H 2 0), -1 (NaH).

Skābekli raksturo oksidācijas pakāpes: -2 (H 2 0), -1 (H 2 O 2), +2 (OF 2).

Jāatceras, ka kopumā molekula ir elektriski neitrāla, tāpēc jebkurā molekulā oksidācijas pakāpju algebriskā summa ir vienāda ar nulli, bet kompleksā jonā - jona lādiņš.

Piemēram, aprēķināsim hroma oksidācijas pakāpi kālija dihromātā K 2 Cr 2 O 7 .

Kālija oksidācijas pakāpe ir +1, skābekļa -2.

Saskaitīsim negatīvo lādiņu skaitu: 7 (-2) = -14

Pozitīvo lādiņu skaitam jābūt + 14. Kālijam ir divi pozitīvi lādiņi, tāpēc hromam ir 12.

Tā kā formulā ir divi hroma atomi, mēs dalām 12 ar diviem: 12: 2 = 6.

6 ir hroma oksidācijas pakāpe.

Pārbaude: pozitīvo un algebriskā summa negatīvās pilnvaras elementu oksidēšanās ir nulle, molekula ir elektriski neitrāla.

Patstāvīgais darbs Nr.1 pēc instrukcijas kartes: izmantojot sniegto informāciju, aprēķina elementu oksidācijas pakāpes savienojumos: MnO 2, H 2 SO 4, K 2 SO 3, H 2 S, KMnO 4.

Kas ir oksidācijas-reducēšanās reakcijas no jēdziena “ķīmisko elementu oksidācijas pakāpe” viedokļa? (2. slaids)

/ Redoksreakcijas- tās ir reakcijas, kurās vienlaikus notiek oksidācijas un reducēšanas procesi un, kā likums, mainās elementu oksidācijas pakāpe./

Apskatīsim procesu, izmantojot piemēru par cinka mijiedarbību ar atšķaidītu sērskābi:

Sastādot šo vienādojumu, tiek izmantota elektroniskā bilances metode. Metodes pamatā ir izejmateriālos un reakcijas produktos esošo atomu oksidācijas pakāpju salīdzināšana. Galvenā prasība, veidojot vienādojumus, izmantojot šo metodi, ir tāda, ka dotajam elektronu skaitam jābūt vienādam ar saņemto elektronu skaitu.

Oksidācijas-reducēšanas reakcijas ir reakcijas, kurās elektroni pāriet no viena atoma, molekulas vai jona uz citu.

Oksidācija ir elektronu zaudēšanas un oksidācijas stāvokļa palielināšanas process.

Redukcija ir elektronu pievienošanas process, un oksidācijas stāvoklis samazinās.

Atomi, molekulas vai joni, kas nodod elektronus, oksidējas; ir reducējoši līdzekļi.
Atomi, joni vai molekulas, kas pieņem elektronus, tiek reducētas; ir oksidētāji.

Oksidāciju vienmēr pavada reducēšana; reducēšana ir saistīta ar oksidēšanos.

Oksidācijas-reducēšanas reakcijas ir divu pretēju procesu vienotība: oksidēšanās un reducēšana.

Patstāvīgais darbs Nr.2 pēc instrukciju kartes: izmantojot elektroniskā bilances metodi, atrodiet un ielieciet koeficientus sekojošā redoksreakcijas shēmā:

MnO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O (2MnO 2 + 2H 2 SO 4 → 2 MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O)

Taču iemācīties atrast koeficientus OVR nenozīmē spēju tos apkopot. Ir jāzina vielu uzvedība reakcijas reakcijā, jāparedz reakciju norise, jānosaka iegūto produktu sastāvs atkarībā no reakcijas apstākļiem.

Lai saprastu, kādos gadījumos elementi uzvedas kā oksidētāji, bet kādos - kā reducētāji, jāvēršas pie periodiskā tabula D.I. Mendeļejevs. Ja mēs runājam par vienkāršām vielām, tad reducējošām īpašībām vajadzētu būt raksturīgām tiem elementiem, kuriem ir lielāks atomu rādiuss salīdzinājumā ar citiem un neliels (1–3) elektronu skaits ārējā enerģijas līmenī. Tāpēc viņi tos var salīdzinoši viegli atdot. Tie galvenokārt ir metāli. To spēcīgākās reducējošās īpašības ir sārmu un sārmzemju metāli, kas atrodas I un II grupas galvenajās apakšgrupās (piemēram, nātrijs, kālijs, kalcijs utt.).

Tipiskākie nemetāli, kuriem ir tuvu pilnīgai ārējā elektronu slāņa struktūra un ievērojami mazāks atomu rādiuss, salīdzinot ar tā paša perioda metāliem, diezgan viegli uzņem elektronus un uzvedas kā oksidētāji redoksreakcijās. Spēcīgākie oksidētāji ir galvenās VI apakšgrupas vieglie elementi. VII grupas, piemēram, fluors, hlors, broms, skābeklis, sērs utt.

Tajā pašā laikā jāatceras, ka vienkāršu vielu sadalīšana oksidētājos un reducētājos ir tikpat relatīva kā sadalīšana metālos un nemetālos. Ja nemetāli nonāk vidē, kurā ir spēcīgāks oksidētājs, tiem var būt reducējošas īpašības. Preces dažādas pakāpes oksidācijas var rīkoties atšķirīgi.

Ja elementam ir visaugstākais oksidācijas līmenis, tas var būt tikai oksidētājs. Piemēram, HN +5 O 3 slāpeklis + 5 stāvoklī var būt tikai oksidētājs un pieņemt elektronus.

Reducētājs var būt tikai elements ar viszemāko oksidācijas pakāpi. Piemēram, N -3 H 3 slāpeklis -3 stāvoklī var ziedot elektronus, t.i. ir reducētājs.

Elementi vidējā pozitīvā oksidācijas stāvoklī var gan nodot, gan pieņemt elektronus, un tāpēc atkarībā no apstākļiem var darboties kā oksidētāji vai reducētāji. Piemēram, N +3, S +4. Novietojot vidē ar spēcīgu oksidētāju, tie darbojas kā reducētāji. Un, gluži pretēji, reducējošā vidē tie darbojas kā oksidētāji.

Pamatojoties uz to redoksīpašībām, vielas var iedalīt trīs grupās:

oksidētāji

reducējošie līdzekļi

oksidētāji - reducētāji

Patstāvīgais darbs Nr.3 par instrukciju karti: kurā no dotajām reakcijas vienādojumu shēmām MnO 2 uzrāda oksidētāja īpašības, bet kurā - reducētāja īpašības:

2MnO2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (MnO 2 - reducētājs)

MnO 2 + 4HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O (MnO 2 - oksidētājs)

3. Zināšanu padziļināšana un paplašināšana

Svarīgākie oksidētāji un to reducēšanas produkti

1. Sērskābe — H 2 SO 4 ir oksidētājs

A) Cinka un atšķaidīta H 2 SO 4 mijiedarbības vienādojums (3. slaids)

Kurš jons ir oksidētājs šajā reakcijā? (H+)

Reducēšanās ar metālu sprieguma virknē līdz ūdeņradim ir H 2 .

B) Apskatīsim citu reakciju - cinka mijiedarbību ar koncentrētu H 2 SO 4 (4. slaids)

Kuri atomi maina oksidācijas pakāpi? (cinks un sērs)

Koncentrētā sērskābe (98%) satur 2% ūdens, un sāli iegūst šķīdumā. Reakcijā faktiski ir iesaistīti sulfāta joni. Reducēšanās produkts ir sērūdeņradis.

Atkarībā no metāla aktivitātes koncentrēta H 2 SO 4 reducēšanās produkti ir dažādi: H 2 S, S, SO 2.

2. Vēl viena skābe – slāpeklis – arī ir oksidētājs, pateicoties nitrātu jonam NO 3 - . Nitrātjona oksidēšanas spēja ir ievērojami augstāka nekā H+ jonam, un ūdeņraža jons netiek reducēts līdz atomam, tāpēc mijiedarbojoties slāpekļskābes Mijiedarbojoties ar metāliem, ūdeņradis nekad neizdalās, bet veidojas dažādi slāpekļa savienojumi. Tas ir atkarīgs no skābes koncentrācijas un metāla aktivitātes. Atšķaidītā slāpekļskābe tiek reducēta dziļāk nekā koncentrēta (tam pašam metālam) (6. slaids)

Diagrammas norāda produktus, kuru saturs ir visaugstākais iespējamie produkti skābes samazināšana

Zelts un platīns nereaģē ar HNO 3, bet šie metāli izšķīst “aqua regia” – koncentrētas sālsskābes un slāpekļskābes maisījumā attiecībā 3:1.

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

3. Spēcīgākais oksidētājs starp vienkāršām vielām ir fluors. Bet tas ir pārāk aktīvs un grūti iegūstams brīvā formā. Tāpēc laboratorijās viņi izmanto kālija permanganāts KMnO 4 . Tā oksidēšanas spēja ir atkarīga no šķīduma koncentrācijas, temperatūras un vides.

Problēmsituācijas izveidošana: Nodarbībai gatavoju kālija permanganāta šķīdumu (“kālija permanganātu”), izlēju glāzi ar šķīdumu un nokrāsoju savu mīļāko ķīmijas mēteli. Iesakiet (pēc laboratorijas eksperimenta veikšanas) vielu, ar kuru var notīrīt halātu.

Oksidācijas-reducēšanās reakcijas var notikt dažādās vidēs. Atkarībā no vides var mainīties reakcijas raksturs starp tām pašām vielām: vide ietekmē atomu oksidācijas pakāpju izmaiņas.

Parasti sērskābi pievieno, lai radītu skābu vidi. Sālsskābe un slāpeklis tiek lietoti retāk, jo pirmais spēj oksidēties, bet otrais pats ir spēcīgs oksidētājs un var izraisīt blakus procesus. Lai izveidotu sārmainu vidi, tiek izmantots kālija vai nātrija hidroksīds, un ūdens tiek izmantots, lai radītu neitrālu vidi.

Laboratorijas pieredze:(TB noteikumi)

Četrās numurētās mēģenēs ielej 1-2 ml atšķaidīta kālija permanganāta šķīduma. Pirmajai mēģenei pievieno dažus pilienus sērskābes šķīduma, otrai ūdeni, trešajai kālija hidroksīdu un atstāj ceturto mēģeni kā kontroli. Pēc tam pirmajās trīs mēģenēs, viegli kratot, ielej nātrija sulfīta šķīdumu. Pārbaudiet. Kā mainās šķīduma krāsa katrā mēģenē? (7., 8. slaidi)

Laboratorijas eksperimenta rezultāti:

Redukcijas produkti KMnO 4 (MnO 4 -):

V skāba vide– Mn +2 (sāls), bezkrāsains šķīdums;

neitrālā vidē – MnO 2, brūnas nogulsnes;

sārmainā vidē - MnO 4 2-, zaļš šķīdums. (9. slaids)

Pie reakcijas shēmām:

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 + UZAk!→ Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

Izvēlieties koeficientus, izmantojot elektroniskā bilances metodi. Norādiet oksidētāju un reducētāju (10. slaids)

(Uzdevums ir daudzlīmeņu: spēcīgi skolēni patstāvīgi pieraksta reakcijas produktus)

Jūs esat veicis laboratorijas eksperimentu, iesakiet vielu, ar kuru var tīrīt halātu.

Demonstrācijas pieredze:

Traipus no kālija permanganāta šķīduma ātri noņem ar ūdeņraža peroksīda šķīdumu, paskābināts etiķskābe:

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

Vecie kālija permanganāta traipi satur mangāna (IV) oksīdu, tāpēc notiks cita reakcija:

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

Pēc traipu noņemšanas auduma gabals ir jānoskalo ar ūdeni.

Redoksreakciju nozīme

Vienas nodarbības ietvaros nav iespējams aplūkot visas redoksreakciju dažādības. Taču to nozīmi ķīmijā, tehnoloģijās un ikdienas cilvēka dzīvē nevar pārvērtēt.

Students: Redoksreakcijas ir pamatā metālu un sakausējumu, ūdeņraža un halogēnu, sārmu un zāles.

Bioloģisko membrānu darbība un daudzi dabiskie procesi ir saistīti ar redoksreakcijām: vielmaiņu, fermentāciju, elpošanu, fotosintēzi. Neizprotot redoksreakciju būtību un mehānismus, nav iespējams iedomāties ķīmisko enerģijas avotu (akumulatoru un bateriju) darbību, aizsargpārklājumu ražošanu, izstrādājumu metāla virsmu meistarīgu apstrādi.

Balināšanas un dezinfekcijas nolūkos izmanto tādu plaši pazīstamu līdzekļu kā ūdeņraža peroksīda, kālija permanganāta, hlora un hlora jeb balinātāja oksidējošās īpašības.

Hloru kā spēcīgu oksidētāju izmanto sterilizācijai tīrs ūdens un notekūdeņu dezinfekcija.

4. Apgūstamā materiāla konsolidācija

Pārbaude :

Skābā vidē KMnO 4 tiek samazināts līdz:

Koncentrēts H 2 SO 4 parastās temperatūras pasivējumi:
Koncentrēts HNO 3 nereaģē ar metālu:
Atšķaidīts HNO 3 ar aktīvajiem metāliem tiek samazināts līdz:
Kura KMnO 4 reducēšanās reizinājuma trūkst: 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH

(pārbaudījumu savstarpēja pārbaude pa pāriem)

5. Mājas darbs

Izmantojot nodarbībā sniegtās diagrammas, aizpildiet reakciju vienādojumus un sakārtojiet tajos koeficientus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi:

AI + H 2 SO 4 (konc.) →

Ag + HNO 3 (konc.) →

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

6. Nodarbības apkopošana

Mācību karte

es . Iepriekš pētītā materiāla atkārtošana un vispārināšana

1. vingrinājums: Aprēķiniet elementu oksidācijas pakāpi savienojumos:

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

2. uzdevums: Izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi, atrodiet un ievietojiet koeficientus šādā redoksreakcijas shēmā:

MnO 2 +H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 +H 2 O

3. uzdevums: Kurā no tālāk norādītajām reakcijas vienādojumu shēmām MnO2 piemīt oksidētāja īpašības un kurā reducētāja īpašības:

A) 2 MnO 2 + O 2 + 4 KOH = 2 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O B) MnO 2 + 4 HCI = MnCI 2 + C.I. 2 + 2 H 2 O

II . Zināšanu padziļināšana un paplašināšana:

Laboratorijas pieredze: (ievērojiet drošības noteikumus)

Ņemiet vērā, kā mainās šķīduma krāsa katrā mēģenē:

1 mēģene -

2 mēģenes -

3 mēģenes -

4 caurules - kontrole

Vingrinājums: Pie reakcijas shēmām:

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 + UZAk! →Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 +H 2 O

Izvēlieties koeficientus, izmantojot elektroniskā bilances metodi. Norādiet oksidētāju un reducētāju.

III . Apgūtā materiāla nostiprināšana

Pārbaude:

1.Skābā vidēKMnO 4 atjaunots uz:

A) sāls Mn +2 B) MnO 2 C) K 2 MnO 4

2. KoncentrētsH 2 SO 4 Pasivējas normālā temperatūrā:

A) Zn B) Cu C) AI

3. KoncentrētsHNO 3 nereaģē ar metālu:

A) Ca B) Au C) Mg

4.AtšķaidītsHNO 3 ar aktīvajiem metāliem tas tiek samazināts līdz:

A)NO B) N 2 C) N 2 O

5. Kurš reģenerācijas produktsKMnO 4 trūkst:

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

Pārbaudes rezultāts (pamatojoties uz salīdzinošās pārskatīšanas rezultātiem)

IV . Mājasdarbs

Izmantojot nodarbībā sniegtās diagrammas, aizpildiet reakciju vienādojumus un ievietojiet tajos koeficientus:

1. AI + H 2 SO 4 (konc.) →

2. Ag + HNO 3 (konc.) →

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

Oksidācijas stāvoklis

Vielu redoksīpašības

Oksidācijas-reducēšanas reakciju veidi

Redoksreakciju virziens

Redoksreakcijas ietver tās, kuras pavada elektronu kustība no vienas daļiņas uz otru. Apsverot redoksreakciju modeļus, tiek izmantots oksidācijas pakāpes jēdziens.

1. Oksidācijas stāvoklis

Koncepcija oksidācijas stāvokļi ieviests, lai raksturotu elementu stāvokli savienojumos. Oksidācijas stāvoklis nozīmē parastais atoma lādiņš savienojumā, ko aprēķina, pamatojoties uz pieņēmumu, ka savienojums sastāv no joniem. Oksidācijas stāvokli norāda ar arābu cipariem ar plusa zīmi, kad elektroni tiek pārvietoti no dotā atoma uz citu atomu, un ar skaitli ar mīnusa zīmi, kad elektroni tiek pārvietoti pretējā virzienā. Virs elementa simbola tiek novietots skaitlis ar “+” vai “-” zīmi. Oksidācijas skaitlis norāda atoma oksidācijas stāvokli un ir vienkārši ērta forma lai ņemtu vērā elektronu pārnesi: to nevajadzētu uzskatīt arī par atoma efektīvo lādiņu molekulā (piemēram, LiF molekulā Li un F efektīvie lādiņi ir attiecīgi + 0,89 un -0,89, savukārt oksidācijas pakāpes ir +1 un -1), ne arī kā elementa valence (piemēram, savienojumos CH 4, CH 3 OH, HCOOH, CO 2 oglekļa valence ir 4, un oksidācijas pakāpes ir attiecīgi -4, -2, +2, +4). Skaitliskās vērtības Valences un oksidācijas pakāpes var sakrist absolūtā vērtībā tikai tad, ja veidojas savienojumi ar jonu struktūru.

Nosakot oksidācijas pakāpi, tiek izmantoti šādi noteikumi:

Elementu atomiem, kas atrodas brīvā stāvoklī vai vienkāršu vielu molekulu formā, oksidācijas pakāpe ir nulle, piemēram, Fe, Cu, H 2, N 2 utt.

Elementa oksidācijas pakāpe monoatomiskā jona formā savienojumā ar jonu struktūru ir vienāds ar šī jona lādiņu,

1 -1 +2 -2 +3 -1

piemēram, NaCl, Cu S, AlF 3.

Ūdeņradim lielākajā daļā savienojumu oksidācijas pakāpe ir +1, izņemot metālu hidrīdus (NaH, LiH), kuros ūdeņraža oksidācijas pakāpe ir -1.

Visbiežāk savienojumos skābekļa oksidācijas pakāpe ir -2, izņemot peroksīdus (Na 2 O 2, H 2 O 2), kuros skābekļa oksidācijas pakāpe ir –1 un F 2 O, kuros oksidācijas pakāpe skābekļa līmenis ir +2.

Elementiem ar mainīgu oksidācijas pakāpi tā vērtību var aprēķināt, zinot savienojuma formulu un ņemot vērā, ka neitrālā molekulā visu elementu oksidācijas pakāpju algebriskā summa ir nulle. Kompleksā jona šī summa ir vienāda ar jona lādiņu. Piemēram, hlora atoma oksidācijas pakāpe HClO 4 molekulā, kas aprēķināta, pamatojoties uz molekulas kopējo lādiņu = 0, kur x ir hlora atoma oksidācijas pakāpe), ir +7. Sēra atoma oksidācijas pakāpe (SO 4) 2- [x + 4(-2) = -2] jonā ir +6.

2. Vielu redoksīpašības

Jebkura redoksreakcija sastāv no oksidācijas un reducēšanas procesiem. Oksidācija - ir elektronu ziedošanas process, ko veic reaģenta atoms, jons vai molekula. Vielas, kas dod to elektronus reakcijas laikā un tiek oksidēti sauc restauratori.

Redukcija ir process, kurā atoms pieņem elektronus jonu vai reaģenta molekula.

Vielas, kas pieņem elektronus un tiek reducētas procesā, sauc par oksidētājiem.

Oksidācijas-reducēšanās reakcijas vienmēr notiek kā viens process, ko sauc redoksreakcija. Piemēram, kad metālisks cinks mijiedarbojas ar vara joniem reducētājs(Zn) ziedo savus elektronus oksidētājs– vara joni (Cu 2+):

Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu

Varš izdalās uz cinka virsmas, un cinka joni nonāk šķīdumā.

Elementu redoksīpašības ir saistītas ar to atomu struktūru un nosaka to atrašanās vieta periodiskajā sistēmā D.I. Mendeļejevs. Elementa reducējošā spēja ir saistīta ar valences elektronu vājo saiti ar kodolu. Metāla atomi, kas ārējā enerģijas līmenī satur nelielu skaitu elektronu, ir pakļauti to zaudēšanai, t.i. viegli oksidējas, pildot reducētāju lomu. Visspēcīgākie reducētāji ir visaktīvākie metāli.

Elementu redoksaktivitātes kritērijs var būt to vērtība relatīvā elektronegativitāte: jo augstāks tas ir, jo izteiktāka ir elementa oksidēšanas spēja, un jo zemāka tā ir, jo izteiktāka ir tā reducējošā aktivitāte. Nemetālu atomiem (piemēram, F, O) ir augsta vērtība elektronu afinitāte un relatīvā elektronegativitāte, tie viegli pieņem elektronus, t.i. ir oksidētāji.

Elementa redoksīpašības ir atkarīgas no tā oksidācijas pakāpes. Vienam un tam pašam elementam ir dažādi zemāki, augstāki un vidējie oksidācijas stāvokļi.

Kā piemēru apsveriet sēru S un tā savienojumus H 2 S, SO 2 un SO 3. Saistība starp sēra atoma elektronisko struktūru un tā redoksīpašībām šajos savienojumos ir skaidri parādīta 3.1. tabulā.

H 2 S molekulā sēra atomam ir stabila ārējā enerģijas līmeņa 3s 2 3p 6 okteta konfigurācija, un tāpēc tas vairs nevar pievienot elektronus, bet var tos atdot.

Atomu stāvokli, kurā tas vairs nevar pieņemt elektronus, sauc par zemāko oksidācijas stāvokli.

Zemākajā oksidācijas pakāpē atoms zaudē savu oksidēšanas spēju un var būt tikai reducētājs.

1. tabula.

Vielas formula	Elektroniskā formula	Redox īpašības
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6	–2 ; - 6 ; - 8 reducētājs
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4	+ 2 oksidētājs	–4 ; - 6 reducētājs
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p o	+ 4 ; + 6 oksidētājs	-2 reducētājs
	1s 2 2s 2 2p 6 3s vai 3p 0	+ 2 ; + 6 ; + 8 oksidētājs

SO 3 molekulā visi sēra atoma ārējie elektroni ir novirzīti uz skābekļa atomiem. Tāpēc šajā gadījumā sēra atoms var pieņemt tikai elektronus, kuriem piemīt oksidējošas īpašības.

Atoma stāvokli, kurā tas ir atteicies no visiem valences elektroniem, sauc par augstāko oksidācijas pakāpi. Atoms visaugstākajā oksidācijas pakāpē var būt tikai oksidētājs.

SO 2 molekulā un elementārajā sērā S sēra atoms atrodas vidējie oksidācijas stāvokļi, t.i., kam ir valences elektroni, atoms var tos atdot, bet bez pilnīgas R - apakšlīmenī, var pieņemt arī elektronus līdz tā pabeigšanai.

Elementa atomam ar vidēju oksidācijas pakāpi var būt gan oksidējošas, gan reducējošas īpašības, ko nosaka tā loma konkrētā reakcijā.

Piemēram, sulfīta anjona SO loma šādas reakcijas ir atšķirīgas:

5Na 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 3H 2 SO 4  2 MnSO 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)

Reakcijā (1) sulfīta anjons SO spēcīga oksidētāja klātbūtnē KMnO 4 spēlē reducētāja lomu; reakcijā (2) sulfīta anjons SO - oksidētājs, jo H 2 S var būt tikai reducējošas īpašības.

Tādējādi starp sarežģītām vielām restauratori var būt:

1. Vienkāršas vielas, kuru atomiem ir zema jonizācijas enerģija un elektronegativitāte (īpaši metāli).

2. Sarežģītas vielas, kas satur atomus zemākā oksidācijas pakāpē:

H Cl, H 2 S,N H 3

Na 2 S O3, Fe Cl2, Sn(NO 3) 2 .

Oksidētāji var būt:

1. Vienkāršas vielas, kuru atomiem ir augstas elektronu afinitātes un elektronegativitātes vērtības - nemetāli.

2. Sarežģītas vielas, kas satur atomus augstākā oksidācijas pakāpē: +7 +6 +7

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

3. Sarežģītas vielas, kas satur atomus vidējā oksidācijas pakāpē:

Na 2 S O3, Mn O2, Mn SO4.

Nodarbības moto: “Kāds zaudē, bet kāds atrod...”

Nodarbības mērķi:
Izglītojoši:
konsolidēt jēdzienus “oksidācijas stāvoklis”, “oksidācijas”, “reducēšanas” procesi;
nostiprināt prasmes redoksreakciju vienādojumu sastādīšanā, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi;
iemācīt paredzēt redoksreakciju produktus.
Izglītojoši:
Turpināt attīstību loģiskā domāšana, prasmes novērot, analizēt un salīdzināt, atrast cēloņu un seku attiecības, izdarīt secinājumus, strādāt ar algoritmiem un attīstīt interesi par mācību priekšmetu.
Izglītojoši:
Veidot studentu zinātnisko pasaules uzskatu; uzlabot darba iemaņas;
iemācīt klausīties skolotāju un klasesbiedrus, būt vērīgam pret sevi un citiem, novērtēt sevi un citus un sarunāties.

I. Organizatoriskais moments

Nodarbības tēma ir izziņota, tiek pamatota šīs tēmas aktualitāte un saikne ar dzīvi. Redoksprocesi ir vienas no visizplatītākajām ķīmiskajām reakcijām, un tiem ir liela nozīme teorijā un praksē. Tie ir saistīti ar vielmaiņas procesiem, kas notiek dzīvā organismā, pūšanu un fermentāciju, fotosintēzi. Redoksprocesi pavada vielu ciklus dabā. Tos var novērot degvielas sadegšanas laikā, metālu korozijas procesos, elektrolīzes un metālu kausēšanas laikā. Ar to palīdzību sārmi, skābes un citi vērtīgus produktus.
Redoksreakcijas ir mijiedarbības enerģijas konversijas pamatā ķīmiskās vielas elektroenerģijā galvaniskajās un kurināmā elementos. Cilvēce jau ilgu laiku izmanto OVR, sākotnēji nesaprotot to būtību. Tikai 20. gadsimta sākumā tika izveidota elektroniskā redoksprocesu teorija. Nodarbības laikā jūs atcerēsities šīs teorijas galvenos nosacījumus, kā arī iemācīsities sastādīt vienādojumus ķīmiskajām reakcijām, kas notiek šķīdumos, un uzzināsiet, no kā ir atkarīgs šādu reakciju mehānisms.
II. Iepriekš pētītā materiāla atkārtošana un vispārināšana
1. Oksidācijas stāvoklis.
Sarunas organizēšana, kuras mērķis ir atjaunināt priekšzināšanas par oksidācijas pakāpi un tās noteikšanas noteikumiem par šādiem jautājumiem:
- Kas ir elektronegativitāte?
- Kāds ir oksidācijas stāvoklis?
- Vai elementa oksidācijas pakāpe var būt nulle? Kādos gadījumos?
- Kāds oksidācijas stāvoklis savienojumos visbiežāk ir skābeklis?
- Atcerieties izņēmumus.
- Kāds oksidācijas stāvoklis ir metāliem polārajos un jonu savienojumos?
Balstoties uz sarunas rezultātiem, tiek formulēti noteikumi oksidācijas pakāpju noteikšanai
Lai konsolidētu formulētos noteikumus, tiek ierosināts noteikt elementu oksidācijas pakāpi savienojumos:
H2SO4, H2, H2SO3, HCIO4, Ba, KMnO4, AI2(SO4)3, HNO3, Ba(NO3)2, HCN, K4, NH3, (HN4)2SO4.
Šis uzdevums ar selektīvām atbildēm tiek izmantots mutiskai frontālai iztaujāšanai.
2. Oksidācijas un reducēšanas procesi. Redoksreakcijas.
Sarunas laikā tiek papildinātas zināšanas par redox procesiem.
Labajā pusē norādiet ķīmiskās reakcijas veidu. Pielāgojiet koeficientus pēc vajadzības. Ja tā. elementi pirms un pēc reakcijas mainās, tad kreisajā pusē ierakstiet vārdu "jā"; ja tie nemainās, tad ierakstiet vārdu "nē".
I variants:
Hg + S → Hg S
NaNO3 →NaNO2 + O2
CuSO4 + NaOH →Na2SO4 + Cu(OH)2
II variants:
Al(OH)3 → Al2O3 + H2O
H2O + P2O5 → H3PO4
Fe + HCl → FeCl2 + H2
Kopā ar klasi tiek pārbaudīti visi darba veidi. Ķīmisko reakciju vienādojumi paliek uz tāfeles, un tad klasei tiek lūgts atbildēt uz jautājumiem:
1) Vai ķīmisko elementu oksidācijas pakāpes mainās visos gadījumos? (Nē).
2) Vai tas ir atkarīgs no ķīmisko reakciju veida reaģentu un reakcijas produktu skaita ziņā? (Nē).
Ieteiktie jautājumi:
- Kā sauc atveseļošanās procesu?
- Kā reducēšanas laikā mainās elementa oksidācijas pakāpe?
- Kas ir oksidēšana?
- Kā oksidācijas laikā mainās elementa oksidācijas pakāpe?
- Definējiet terminus "oksidētājs" un "reducētājs".
AR mūsdienu punktsŅemot vērā, ka oksidācijas stāvokļa izmaiņas ir saistītas ar elektronu izņemšanu vai kustību. Tāpēc līdztekus iepriekšminētajam var dot vēl vienu definīciju: tās ir reakcijas, kurās elektroni pāriet no viena atoma, molekulas vai jona uz otru.
Mēs secinām: "Kāda ir OVR būtība?"
Redoksreakcijas atspoguļo divu pretēju procesu - oksidācijas un reducēšanas - vienotību. Šajās reakcijās reducētāju atdoto elektronu skaits ir vienāds ar oksidētāju iegūto elektronu skaitu. Tajā pašā laikā neatkarīgi no tā, vai elektroni pilnībā vai tikai daļēji pārvietojas no viena atoma uz otru, vai arī tiek piesaistīti vienam no atomiem, mēs parasti runājam tikai par elektronu atbrīvošanu vai pievienošanu. Tāpēc tika izvēlēts nodarbības moto: “Kāds zaudē, un kāds atrod...”
3. Savienojumu funkcijas OVR.
1. Aprēķinot elementu oksidācijas pakāpes, pierādiet, ka šīm vielām piemīt oksidētāju īpašības.
Cl2, HClO4, H2SO4, KMnO4, SO2
2. Aprēķināt elementu oksidācijas pakāpes, pierādīt, ka šīm vielām piemīt reducētāju īpašības:
HCl, NH3, H2S, K, SO2
Šī darba rezultātā studenti veido noteikumus savienojuma funkcijas noteikšanai OVR:
1. Ja elementam savienojumā ir visaugstākā oksidācijas pakāpe, tad šis savienojums var būt tikai oksidētājs.
2. Ja elementam savienojumā ir zemāks oksidācijas līmenis, tad šis savienojums var būt reducētājs.
Problēmu problēmu risināšana:
- Vai viena un tā pati viela var būt gan oksidētājs, gan reducētājs?
- Vai vienam un tam pašam elementam var būt gan oksidētāja, gan reducētāja īpašības?
Trešā noteikuma formulēšana.
3. Ja elementam savienojumā ir starpposma oksidācijas pakāpe, tad šis savienojums var būt gan reducētājs, gan oksidētājs.

III. Koeficientu sakārtošana OVR vienādojumos, izmantojot elektroniskā bilances metodi.

Praktizējot iemaņas oksidācijas pakāpes noteikšanā, redoksreakciju diagrammu sastādīšanu, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi (darbs pie tāfeles un piezīmju grāmatiņās), attīstot argumentācijas un analīzes prasmes, izmantojot studentu komentārus par atbildēm.
Izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi, redoksreakcijas shēmās atlasiet koeficientus un norādiet oksidācijas un reducēšanas procesu:
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

Jautājumi no vienotā valsts eksāmena KIM C daļas (C1):

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

NaNO3 + NaI + H2SO4 → NO + I2 + … + …

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

Pārbaude - frontālā apsekošana, redoksreakciju pazīmju noskaidrošana.
Jautājumi no vienotā valsts eksāmena KIM B daļas (B2):
Izveidojiet atbilstību starp reakcijas vienādojumu un oksidētāja oksidācijas pakāpes izmaiņām šajā reakcijā:

A) S02 + N02 = S03+NO 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

Reakcijas vienādojums Oksidētāja oksidācijas pakāpes maiņa

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
Izveidojiet atbilstību starp reakcijas vienādojumu un vielu, kas šajā reakcijā ir reducētājs
Reakcijas vienādojuma reducētājs
A) NO + N02 + H20 = 2HN02 1) N02
B) SO2 + 2H2S = 3S + 2H20 2) H2S
Br2 + S02 + 2H20 = 2HBr + H2SO4 3) Br2
D) 2KI + Br2 = 2KVg + I2 4) S02
5) NĒ
6) KI
IV. Zināšanu nostiprināšanas posms (beidzas ar testu).
Pārbaude
1) Kāds ir sēra zemākais oksidācijas līmenis?
a) –6; b) –4; pulksten 2; d) 0; e) +6.

2) Kāds ir fosfora oksidācijas stāvoklis Mg3P2 savienojumā?
a) +3; b) +5; c) 0; d) –2; e) –3.

3) Kuriem elementiem ir nemainīgs oksidācijas stāvoklis +1?
a) ūdeņradis; b) litijs; c) varš;
d) magnijs; d) selēns.

4) Ar ko tas ir vienāds? augstākā pakāpe mangāna oksidēšana?
a) –1; b) 0; c) +7; d) +4; e) +6.

5) Kāds ir hlora oksidācijas pakāpe savienojumā Ca(ClO)2?
a) +2; b) +1; c) 0; d) –1; D 2.

6) Kuras no šīm vielām var būt tikai oksidētāji?
a) NH3; b) Br2; c) KClO3; d) Fe; e) HNO3.

7) Kā sauc tālāk aprakstīto procesu un cik elektronu tajā ir iesaistīti?

a) restaurācija, 1e; b) oksidēšana, 2e;
c) restaurācija, 2e; d) oksidēšana, 1f.

8) Kuras no šīm vielām var būt gan oksidētāji, gan reducētāji? Ir vairākas iespējamās atbildes.
a) SO2; b) Na; c) H2; d) K2Cr2O7; e) HNO2.

9) Kā sauc tālāk aprakstīto procesu un cik elektronu tajā ir iesaistīti?

a) restaurācija, 8e; b) oksidēšana, 4f;
c) oksidēšana, 8f; d) restaurācija, 4f.

10) Kuras no šīm vielām var būt tikai reducējošās vielas? Ir vairākas iespējamās atbildes.
a) H2S; b) KMnO4; c) SO2; d) NH3; e) Na.

Atbildes. 1 – iekšā; 2 – d; 3 – b, d; 4 – iekšā; 5 B; 6 – d; 7 – b; 8 – a, c, d; 9 – a; 10 – a, d, d.
V. Zināšanu padziļināšana un paplašināšana (Nodarbības lekcijas daļa)
Redoksreakciju nozīme
Redoksreakcijas pavada daudzi procesi, kas tiek veikti rūpniecībā un iekšzemē dažādas jomas ikdiena: gāzes dedzināšana gāzes plītī, ēdiena gatavošana, mazgāšana, sadzīves priekšmetu tīrīšana, apavu, smaržu, tekstilizstrādājumu izgatavošana...
Neatkarīgi no tā, vai iededzam sērkociņu, vai debesīs deg grezns salūts - tie visi ir redoksprocesi.
Balināšanas un dezinfekcijas nolūkos izmanto tādu plaši pazīstamu līdzekļu kā ūdeņraža peroksīda, kālija permanganāta, hlora un hlora jeb balinātāja oksidējošās īpašības.
Ja nepieciešams oksidēt jebkuru viegli noārdāmu vielu no produkta virsmas, tiek izmantots ūdeņraža peroksīds. To izmanto zīda, spalvu un kažokādu balināšanai. To izmanto arī seno gleznu atjaunošanai. Tā kā ūdeņraža peroksīds ir nekaitīgs ķermenim, to izmanto pārtikas rūpniecībā šokolādes, rētu un apvalku balināšanai desu ražošanā.
Kālija permanganāta dezinficējošā iedarbība ir balstīta arī uz tā oksidējošām īpašībām.
Hloru kā spēcīgu oksidētāju izmanto tīra ūdens sterilizēšanai un notekūdeņu dezinfekcijai. Hlors iznīcina daudzas krāsas, kas ir pamats tā izmantošanai papīra un audumu balināšanā. Hlorkaļķis jeb balinošais kaļķis ir viens no visizplatītākajiem oksidētājiem gan ikdienā, gan rūpnieciskā mērogā.
Dabā redoksreakcijas ir ļoti izplatītas. Viņiem ir svarīga loma bioķīmiskajos procesos: elpošanā, vielmaiņā, nervu darbība cilvēkiem un dzīvniekiem. Izpausme dažādu dzīvībai svarīgās funkcijasĶermenis ir saistīts ar enerģijas patēriņu, ko mūsu ķermenis saņem no pārtikas redoksreakciju rezultātā.
VI. Apkopojot.

Atzīmes par nodarbību tiek dotas un mājasdarbs:
A. Nosakiet elementu oksidācijas pakāpi, izmantojot formulas:
HNO2, Fe2(SO4)3, NH3, NH4Cl, KClO3, Ва(NO3)2, НClО4
B. Sakārtojiet koeficientus, izmantojot elektroniskā bilances metodi:
KMnO4 +Na2SO3+H2O → MnO2+ Na2SO4+ KOH
C. KMnO4 + Na2SO3+ KOH → … + K2 MnO4 + …

Literatūra:

Gabrieljans O.S. Ķīmija-8. M.: Bustards, 2002;
Gabrieljans O.S., Voskobojņikova N.P., Jašukova A.V. Skolotāja rokasgrāmata. 8. klase. M.: Bustards, 2002;
Mazā bērnu enciklopēdija. Ķīmija. M.: Krievijas enciklopēdiskā partnerība, 2001; Enciklopēdija bērniem "Avanta+". Ķīmija. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Homčenko G.P., Sevastjanova K.I. Redoksreakcijas. M.: Izglītība, 1989.
V.A. Šeloncevs. Ikoniski modeļi un problēmas: redoksreakcijas. OOIPKRO, Omska - 2002. gads
A.G. Kuhlman. Vispārējā ķīmija, Maskava-1989.
Materiāla pilnu tekstu Stundu piezīmes 8. klasei “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas” skatiet lejupielādējamā failā.
Lapā ir fragments.

Nodarbību attīstība (nodarbību piezīmes)

Pamati vispārējā izglītība

Līnija UMK O. S. Gabrieljans. Ķīmija (8-9)

Uzmanību! Vietnes administrācija nav atbildīga par metodisko izstrādņu saturu, kā arī par izstrādes atbilstību federālajam valsts izglītības standartam.

Atsauces:

Ķīmijas skolotāja rokasgrāmata. 8. klase. O.S. Gabrieljans, Ņ.P. Voskobojņikova, A.V. Jašukova (M.: Bustards). 2003. gads
EFU Ķīmija 8. klase. O.S. Gabrieljans, (M.: Bustards).
Darba burtnīca uz mācību grāmatu O.S. Gabrieljans Ķīmija 8. klase. O.S. Gabrieljans, A.S. Sladkovs (M.: Bustard-2013).

Nodarbības mērķi:

izglītojošs: iepazīstināt skolēnus ar jauna klasifikācijaķīmiskās reakcijas, kuru pamatā ir elementu oksidācijas pakāpju izmaiņas - redoksreakcijas, atkārto jēdzienus “oksidētājs”, “reducētājs”, “oksidācija”, “reducēšana”;
attīstot: turpināt loģiskās domāšanas attīstību, intereses veidošanos par mācību priekšmetu, izmantojot modernās tehnoloģijas mācībās.
izglītojošs: veidot studentu zinātnisko pasaules uzskatu, kultūras veidošanos starppersonu komunikācija: novērtē savu darbu..

Izglītības līdzekļi:

Elektroniskais pielikums mācību grāmatai “Ķīmija 8. klase”. O.S. Gabrieljans, (M.: Bustards).
Interaktīvs pamācība“VIZUĀLĀ ĶĪMIJA. Ķīmija. 8-9 klase." Maskava: Exam-Media LLC 2011-2013

Mācību grāmata: EFU Gabrieljans O.S. Ķīmija.8.klase: – M.: Bustard, 2015.g

Nodarbību laikā

1. Organizatoriskais posms

Skolēnu sagatavošana darbam klasē. Darba un drošības noteikumi viedklasē strādājot ar portatīvajiem datoriem

2. Studentu zināšanu papildināšana

A) Atcerēsimies visas jums zināmās ķīmisko reakciju klasifikācijas un katras klasifikācijas pamatā esošās īpašības. Atkārtojums. "Ķīmisko reakciju veidi" (saskaņā ar 2. mācību līdzekli)

Literatūras darbs 1:

1. Atkarībā no reaģējošo un iegūto vielu veida un sastāva ir reakcijas:

a) savienojumi;
b) sadalīšanās;
c) aizstāšana;
d) apmaiņa (ieskaitot neitralizācijas reakciju).

2. Pēc agregācijas stāvoklis izšķir vielu (fāzu) reakcijas:

a) viendabīgs;
b) neviendabīgs.

3. Pēc termiskā efekta reakcijas iedala:

a) eksotermiskas (ieskaitot sadegšanas reakcijas);
b) endotermisks.

4. Pamatojoties uz katalizatora izmantošanu, izšķir reakcijas:

a) katalītisks (tostarp fermentatīvs);
b) nekatalītisks.

5. Reakcijas izšķir pēc virziena:

a) atgriezenisks;
b) neatgriezenisks.

B) Dot pilns apraksts reakcijas sēra oksīda (6) sintēzei no sēra oksīda (4) un skābekļa: