Redoksreaksjoner leksjon. Sammendrag av en kjemileksjon om emnet "Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner." Analyse av den gjennomførte leksjonen

2 Kjemitime i 8. klasse om temaet "Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner"

Merknad: En kjemitime om temaet «Oksidasjons-reduksjonsreaksjoner» er beregnet på elever i 8. klasse. Leksjonen avslører de grunnleggende konseptene for redoksreaksjoner: oksidasjonstilstand, oksidasjonsmiddel, reduksjonsmiddel, oksidasjon, reduksjon: evnen til å kompilere redoksposter ved hjelp av den elektroniske balansemetoden er utviklet.

Kjemitime i 8. klasse om temaet

"Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner"

FORMÅLET MED LEKSJONEN:å danne et kunnskapssystem om redoksreaksjoner, å lære å lage registreringer av ORR ved hjelp av elektronisk balansemetode.

LEKSJONSMÅL:

Pedagogisk: vurder essensen av redoksprosesser, lær hvordan du bruker "oksidasjonsgrader" for å bestemme prosessene for oksidasjon og reduksjon; lære elevene å utjevne registreringer av redoksreaksjoner ved hjelp av den elektroniske balansemetoden.

Utviklingsmessig: Forbedre evnen til å gjøre vurderinger om typen kjemisk reaksjon ved å analysere graden av oksidasjon av atomer i stoffer; trekke konklusjoner, jobbe med algoritmer, utvikle interesse for faget.

Utdanning: skape behov for kognitiv aktivitet og verdi holdning til kunnskap; analyser svarene til kameratene dine, forutsi resultatet av arbeidet, evaluer arbeidet ditt; å dyrke en kommunikasjonskultur gjennom arbeid i par «elev-elev», «lærer-elev».

Leksjonstype: En leksjon i å lære nytt materiale.

Metoder brukt i leksjonen: Forklarende eller lysende.

Begreper introdusert i leksjonen: redoksreaksjoner; oksidasjonsmiddel; reduksjonsmiddel; oksidasjonsprosessen; gjenopprettingsprosess.

Utstyr bruktog reagenser: løselighetstabell, periodisk system for D.I. Mendeleev, saltsyre, svovelsyre, sinkgranulat, magnesiumspon, kobbersulfatløsning, jernspiker.

Arbeidsform: individuell, frontal.

Leksjonstid: (90 minutter, 2 leksjoner).

I løpet av timene

Jeg . Organisering av tid

II . Repetisjon av dekket materiale

LÆRER: Gutter, la oss huske det tidligere studerte materialet om graden av oksidasjon, som vi trenger i leksjonen.

Muntlig frontal undersøkelse:

Hva er elektronegativitet?

Hva er oksidasjonstilstand?

Kan oksidasjonstallet til et grunnstoff være null? I hvilke tilfeller?

Hvilken oksidasjonstilstand viser oksygen oftest i forbindelser?

Husk unntakene.

Hvilken oksidasjonstilstand har metaller i polare og ioniske forbindelser?

Hvordan beregnes oksidasjonstilstanden ved å bruke sammensatte formler?

Oksydasjonstilstanden til oksygen er nesten alltid -2.

Oksydasjonstilstanden til hydrogen er nesten alltid +1.

Oksydasjonstilstanden til metaller er alltid positiv og ved sin maksimale verdi er nesten alltid lik gruppetallet.

Oksidasjonstilstand for frie atomer og atomer i enkle stoffer ah er alltid 0.

Den totale oksidasjonstilstanden til atomene til alle grunnstoffene i en forbindelse er 0.

LÆRER For å konsolidere de formulerte reglene, inviterer han studentene til å beregne - for å finne oksidasjonstilstanden til grunnstoffer i enkle stoffer og forbindelser:

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

For eksempel: Hva blir oksidasjonstilstanden til svovel i svovelsyre?

I molekyler er den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til elementene, tatt i betraktning antall atomer, lik 0.

H2+1Sx04-2

(+1) * 2 + X * 1 + (-2) . 4 = 0

X = + 6

H2+1S+604-2

III . Lære nytt stoff

LÆRER: Ulike klassifiseringer kjemiske reaksjoner Av ulike tegn(retning, antall og sammensetning av stoffer som reagerer og danner, bruk av katalysator, termisk effekt) kan suppleres med en funksjon til. Dette er et tegn - en endring i oksidasjonstilstanden til atomer kjemiske elementer, danner reagerende stoffer.

På dette grunnlaget skilles reaksjoner

Kjemiske reaksjoner

Reaksjoner som oppstår med endring i reaksjoner som skjer uten endring i grunnstoffenes oksidasjonstilstand oksidasjonstilstander til grunnstoffene.

For eksempel i reaksjonen

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

AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 (eleven skriver på tavlen)

Oksydasjonstilstandene til atomene til kjemiske elementer endret seg ikke etter reaksjonen. Men i en annen reaksjon - samspillet mellom saltsyre og sink

2HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 (eleven skriver på tavlen)

atomene til to grunnstoffer, hydrogen og sink, endret oksidasjonstilstanden: hydrogen fra +1 til 0, og sink fra 0 til +2. Derfor, i denne reaksjonen, mottok hvert hydrogenatom ett elektron

2H + 2eH2

og hvert sinkatom ga fra seg to elektroner

Zn - 2е Zn

LÆRER: Hvilke typer kjemiske reaksjoner kjenner du til?

ADVARSEL: ORR inkluderer alle substitusjonsreaksjoner, så vel som de sammensetnings- og dekomponeringsreaksjonene der minst ett enkelt stoff.

LÆRER: Definer OVR.

Kjemiske reaksjoner som resulterer i en endring i oksidasjonstilstandene til atomer av kjemiske elementer eller ioner som danner reagerende stoffer kalles redoksreaksjoner.

LÆRER: Gutter, bestem muntlig hvilken av de foreslåtte reaksjonene som ikke er redoks:

1) 2Na + Cl2 = 2NaCl
2) Na CL + AgNO 3 = NaNO 3 +AgCl↓
3) Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

4) S + O 2 = SO 2

ELEVER: fullføre oppgaven

LÆRER: Som eksempler på OVR vil vi demonstrere følgende erfaring.

H 2 SO 4 + Mg MgSO 4 + H 2

La oss betegne oksidasjonstilstanden til alle elementer i formlene for stoffer - reagenser og produkter av denne reaksjonen:

Som man kan se fra reaksjonsligningen, endret atomene til to grunnstoffer, magnesium og hydrogen, oksidasjonstilstanden.

Hva skjedde med dem?

Magnesium fra et nøytralt atom ble til et betinget ion i oksidasjonstilstanden +2, det vil si at det ga opp 2e:

Mg 0 – 2е Mg +2

Skriv ned i notatene dine:

Grunnstoffer eller stoffer som donerer elektroner kalles reduksjonsmidler; under reaksjonen de oksidere.

Det betingede H-ionet i +1-oksidasjonstilstanden ble til et nøytralt atom, det vil si at hvert hydrogenatom mottok ett elektron.

2Н +1 +2е Н 2

Grunnstoffer eller stoffer som aksepterer elektroner kalles oksidasjonsmidler; under reaksjonen de er i bedring.<Приложение 1>

Disse prosessene kan representeres som et diagram:

Saltsyre + magnesium magnesiumsulfat + hydrogen

CuSO 4 + Fe (jernspiker) = Fe SO 4 + Cu (fin rød spiker)

Fe 0 – 2 eFe +2

Cu +2 +2 eCu 0

Prosessen med å gi fra seg elektroner kalles oksidasjon, og aksept – restaurering.

Under oksidasjonsprosessen, oksidasjonstilstanden reiser seg, i ferd med å bli frisk – går ned.

Disse prosessene henger uløselig sammen.

LÆRER: La oss fullføre oppgaven i henhold til eksemplet beskrevet ovenfor.

Trening: For redoksreaksjoner, angi oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet, prosessene for oksidasjon og reduksjon, og lag elektroniske ligninger:

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 del av leksjonen (2. leksjon)

Elektronisk balansemetode som en måte å kompilere OVR-ligninger

Deretter vil vi vurdere å kompilere ligninger for redoksreaksjoner ved hjelp av den elektroniske balansemetoden. Elektronbalansemetoden er basert på regelen: det totale antallet elektroner som reduksjonsmidlet gir fra seg er alltid lik totalt antall elektroner som oksidasjonsmidlet får opp.

Etter forklaringen komponerer elevene, under veiledning av læreren, OVR-ligninger i henhold til planene som læreren har laget for denne leksjonen <Приложение 2>.

Påminnelser ligger på hver elevs pult.

LÆRER: Blant reaksjonene vi studerte inkluderer redoksreaksjoner:

Interaksjon metaller med ikke-metaller

2Mg + O2=2MgO

Oksidasjonsmiddel O 2 +4e 2O -2 1 reduksjon

2. Samhandling metaller med syre.

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

Reduksjonsmiddel Mg 0 -2e Mg +2 2 oksidasjon

Oksydasjonsmiddel 2O -2 +4e O 2 0 1 reduksjon

3. Samhandling metaller med salt.

Cu SO 4 + Mg = MgSO 4 + Cu

Reduksjonsmiddel Mg 0 -2e Mg +2 2 oksidasjon

Oksydasjonsmiddel Cu +2 +2e Cu 0 1 reduksjon

Reaksjonen er diktert, en student tegner uavhengig et reaksjonsdiagram ved tavlen:

H 2 + O 2 → H 2 O

La oss finne ut hvilke atomer av elementer som endrer oksidasjonstilstanden.

(H2° + O2° → H202).

La oss komponere elektroniske ligninger for prosessene med oksidasjon og reduksjon.

(H 2 ° -2e → 2H + – oksidasjonsprosess,

O 2 ° +4e → 2O - ² - reduksjonsprosess,

H 2 er et reduksjonsmiddel, O 2 er et oksidasjonsmiddel)

La oss velge felles utbytte for gitt og mottatt e og koeffisienter for elektroniske ligninger.

(∙2| Н 2 °-2е → 2Н + - oksidasjonsprosess, elementet er et reduksjonsmiddel;

∙1| O 2 ° +4e → 2O - ² - reduksjonsprosess, element - oksidasjonsmiddel).

La oss overføre disse koeffisientene til ORR-ligningen og velge koeffisienter foran formlene til andre stoffer.

2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O .

IV . Forsterkning av det lærte materialet

Øvelser for å konsolidere materialet:

Hvilket nitrogentransformasjonsskjema tilsvarer denne reaksjonsligningen?

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) Etabler samsvar mellom endringen i oksidasjonstilstanden til et atom svovel og et opplegg for transformasjon av materie. Skriv ned tallene uten mellomrom eller komma.

TRANSFORMASJONSORDNING

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

ENDRING I OKSIDASJONSTILSTAND

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 svar (521)

3) Etablere samsvar mellom transformasjonsskjemaet og endringen i oksidasjonstilstand oksidasjonsmiddel i det.

TRANSFORMASJONSORDNING

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

GRADSENDRING

OKSIDASJON OKSIDASJON

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 svar (423)

V. Lærerens siste ord

Redoksreaksjoner representerer enheten av to motsatte prosesser: oksidasjon og reduksjon. I disse reaksjonene er antallet elektroner som gis opp av reduksjonsmidler lik antallet elektroner tilført av oksidasjonsmidler.Hele verden rundt oss kan betraktes som et gigantisk kjemisk laboratorium der kjemiske reaksjoner, hovedsakelig redoks-reaksjoner, finner sted hver sekund.

VJeg . Speilbilde.

VIII . Hjemmelekser:§ 43, oppgave 1, 3, 7 s. 234-235.

Brukte bøker:

1. Gabrielyan O.S. "Kjemi. 8. klasse: lærebok. for allmennutdanning institusjoner. –M. : Bustard, 2010.

Oksidasjon-reduksjonsreaksjoner. Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. - Fra opplysningstiden, 1985.

MEMO FOR STUDENTER

Vedlegg nr. 1

De viktigste reduksjons- og oksidasjonsmidlene

Restauratører

Oksidasjonsmidler

Metaller, N 2, kull,

CO – karbonmonoksid (II)

H 2 S, SO 2, H 2 SO 3 og salter

HJ, HBr, HCl

SnCl 2, FeSO 4, MnSO 4,

Cr2(SO4)3

HNO 2 - salpetersyre

NH 3 – ammoniakk

NO - nitrogenoksid (II)

Aldehyder, alkoholer,

maursyre og oksalsyre,

Katode under elektrolyse

Halogener

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

K2CrO4

HNO 3 -salpetersyre

H 2 O 2 – hydrogenperoksid

O 3 – ozon, O 2

H 2 SO 4 (konsentrert), H 2 S eO 4

CuO, Ag2O, PbO2

Edelmetallioner

(Ag+, Au3+)

FeCl3

Hypokloritter, klorater og perklorater

"Aqua regia"

Anode under elektrolyse

Vedlegg nr. 2

Kompileringsalgoritme kjemiske ligninger elektronisk balansemetode:

1.Tegn et reaksjonsdiagram.

2. Bestem oksidasjonstilstandene til grunnstoffene i reaktantene og reaksjonsproduktene.

Huske!

Oksydasjonstilstanden til enkle stoffer er 0;

Graden av oksidasjon av metaller i forbindelser er lik

gruppenummer av disse metallene (forJeg - III grupper).

Oksydasjonstilstanden til oksygenatomet i

tilkoblinger er vanligvis lik - 2, bortsett fra H 2 O 2 -1 og ОF 2.

Oksydasjonstilstanden til hydrogenatomet i

tilkoblinger er vanligvis +1, unntatt MeH (hydrider).

Algebraisk sum av oksidasjonstilstander

elementer i forbindelser er 0.

3. Bestem om reaksjonen er redoks eller om den fortsetter uten å endre oksidasjonstilstandene til grunnstoffene.

4. Understrek elementene hvis oksidasjonstilstand endres.

5. Komponer elektroniske ligninger for oksidasjons- og reduksjonsprosesser.

6. Bestem hvilket grunnstoff som blir oksidert (oksydasjonstilstanden øker) og hvilket grunnstoff som reduseres (oksidasjonstilstanden avtar) under reaksjonen.

7. På venstre side av diagrammet bruker du piler for å indikere oksidasjonsprosessen (forskyvning av elektroner fra et atom i et grunnstoff) og reduksjonsprosessen (forskyvning av elektroner til et atom i et grunnstoff)

8. Definer et reduksjonsmiddel og et oksidasjonsmiddel.

9. Balanser antall elektroner mellom oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

10. Bestem koeffisientene for oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel, oksidasjons- og reduksjonsprodukter.

11.Skriv ned koeffisienten før formelen til stoffet som bestemmer løsningsmiljøet.

12.Sjekk reaksjonsligningen.

Vedlegg 3

Selvstendig arbeidå teste kunnskap

valg 1

1. Angi oksidasjonstilstanden til grunnstoffene i forbindelser hvis formler er IBr, TeCl 4, SeF e, NF 3, CS 2.

2. I følgende reaksjonsskjemaer, angi oksidasjonstilstanden til hvert element og ordne koeffisientene ved hjelp av den elektroniske balansemetoden:

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

Alternativ 2

1. Angi oksidasjonstilstanden til grunnstoffene i forbindelsene: H 2 S O 4, HCN, HN O 2, PC1 3

2. Fullfør ligningene for oksidasjons-reduksjonsreaksjonene:

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

Angi oksidasjonstilstandene til elementene i de resulterende produktene.

Alternativ 3

1. Angi oksidasjonstilstanden i forbindelser hvis formler er XeF 4, CC 1 4, PC1 b, SnS 2.

2. Skriv reaksjonsligningene: a) oppløsning av magnesium i en løsning av svovelsyre; b) interaksjon av natriumbromidløsning med klor. Hvilket grunnstoff er oksidert og hvilket er redusert?

Alternativ 4

1. Lag formler følgende tilkoblinger: a) litiumnitrid (en forbindelse av litium med nitrogen); b) aluminiumsulfid (forbindelse av aluminium med svovel); c) fosforfluorid, hvor det elektropositive elementet utviser maksimal grad av oksidasjon.

2. Skriv likningene for reaksjonene: a) magnesiumjodid med brom; b) oppløsning av magnesium i en løsning av hydrobromsyre. Angi hva som er et oksidasjonsmiddel og hva som er et reduksjonsmiddel i hvert enkelt tilfelle.

Alternativ 5

1. Lag formler for følgende forbindelser: a) fluor med xenon; b) beryllium med karbon, hvor det elektropositive elementet har den maksimale oksidasjonstilstanden.

2. Ordne koeffisientene ved hjelp av den elektroniske balansemetoden i følgende diagrammer:

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

2) MnS + HN OM 3 ( kons. .) → MnS OM 4 + N OM 2 +H 2 OM

Alternativ 6

1. Angi oksidasjonstilstandene til hvert grunnstoff i forbindelser hvis formler er Na 2 S O 3, KSO 3, NaCIO, Na 2 Cr O 4, N H 4 ClO 4, BaMn O 4.

2. Skriv likningene for reaksjonene: a) litiumjodid med klor; b) litium med saltsyre. Angi oksidasjonstilstander for alle elementer og koeffisienter ved hjelp av den elektroniske balansemetoden.

Alternativ 7

1. Beregn oksidasjonstilstandene til mangan, krom og nitrogen i forbindelser hvis formler er KMnO 4, Na 2 Cr 2 O 7, NH 4 N O 3.

2. Angi oksidasjonstilstandene til hvert element og ordne koeffisientene ved hjelp av den elektroniske balansemetoden i følgende diagrammer:

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

Alternativ 8

1. Hva er oksidasjonstilstanden til karbon i karbonmonoksid (IV) og endres den

Leksjonsemne: Oksidasjon-reduksjonsreaksjoner.

Hensikten med leksjonen: Oppsummere, systematisere og utvide elevenes kunnskap om redoksreaksjoner, de viktigste oksidasjonsmidlene og deres reduksjonsprodukter.

Oppgaver:

Styrke evnen til å bestemme oksidasjonstilstander til grunnstoffer, oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel, og ordne koeffisienter ved hjelp av den elektroniske balansemetoden.

Forbedre evnen til å bestemme redoksegenskapene til stoffer, forutsi reaksjonsprodukter avhengig av aktiviteten til metaller, konsentrasjonen av syrer og reaksjonen til løsningsmiljøet.

Utvikle evnen til å komponere ligninger for kjemiske reaksjoner som forekommer i ulike miljøer ved å bruke eksemplet med manganforbindelser.

Vis mangfoldet og viktigheten av OVR i naturen og Hverdagen.

Fortsett å forberede deg til Unified State Exam in Chemistry.

I løpet av timene

1. Organisatorisk øyeblikk

God ettermiddag Ha godt humør!

Temaet for leksjonen vår: "Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner" (Presentasjon, lysbilde 1)

Redoksreaksjoner er blant de vanligste kjemiske reaksjonene og har stor verdi i teori og praksis. De viktigste prosessene på planeten er forbundet med denne typen kjemiske reaksjoner. Menneskeheten har brukt OVR-er i lang tid, uten først å forstå essensen deres. Først på begynnelsen av 1900-tallet ble den elektroniske teorien om oksidasjon - gjenopprettingsprosesser. I løpet av leksjonen vil du huske de grunnleggende prinsippene i denne teorien, den elektroniske balansemetoden, lære å skrive ligninger for kjemiske reaksjoner som oppstår i løsninger, og finne ut hva mekanismen til slike reaksjoner avhenger av.

2. Repetisjon og generalisering av tidligere studert materiale

Temaet OVR er ikke nytt for deg, det går som en rød tråd gjennom hele kjemikurset. Derfor foreslår jeg å gjennomgå noen konsepter og ferdigheter om dette emnet.

Det første spørsmålet er: "Hva er oksidasjonstilstanden?" Uten dette konseptet og evnen til å ordne oksidasjonstilstandene til kjemiske elementer, er det ikke mulig å vurdere dette emnet.

/ Oksidasjonstilstand er den betingede ladningen til et atom av et kjemisk grunnstoff i en forbindelse, beregnet på grunnlag av antakelsen om at alle forbindelser kun består av ioner. Oksydasjonstilstanden kan være positiv, negativ eller null, avhengig av arten av de involverte forbindelsene./

Noen grunnstoffer har konstante oksidasjonstilstander, andre har variable.

For eksempel inkluderer elementer med en konstant positiv oksidasjonstilstand alkalimetaller: Li +1, Na +1, K +1, Rb +1, Cs +1, Fr +1, følgende elementer i gruppe II i det periodiske system: Be +2, Mg + 2, Ca +2, Sr +2, Ba +2, Ra +2, Zn +2, samt elementet III A i gruppe - A1 +3 og noen andre. Metaller i forbindelser har alltid en positiv oksidasjonstilstand.

Blant ikke-metaller har F en konstant negativ oksidasjonstilstand (-1).

I enkle stoffer dannet av atomer av metaller eller ikke-metaller er oksidasjonstilstandene til elementene null, for eksempel: Na°, Al°, Fe°, H 2 0, O 2 0, F 2 0, Cl 2 0, Br 2 0.

Hydrogen er karakterisert ved oksidasjonstilstander: +1 (H 2 0), -1 (NaH).

Oksygen er karakterisert ved oksidasjonstilstander: -2 (H 2 0), -1 (H 2 O 2), +2 (OF 2).

Det bør huskes at generelt er molekylet elektrisk nøytralt, derfor i ethvert molekyl er den algebraiske summen av oksidasjonstilstander lik null, og i et komplekst ion - ladningen til ionet.

La oss for eksempel beregne oksidasjonstilstanden til krom i kaliumdikromat K 2 Cr 2 O 7 .

Oksydasjonstilstanden til kalium er +1, oksygen -2.

La oss telle antall negative ladninger: 7 (-2) = -14

Antall positive ladninger skal være + 14. Kalium har to positive ladninger, derfor har krom 12.

Siden det er to kromatomer i formelen, deler vi 12 med to: 12: 2 = 6.

6 er oksidasjonstilstanden til krom.

Verifikasjon: algebraisk sum av positive og negative krefter oksidasjon av grunnstoffer er null, molekylet er elektrisk nøytralt.

Selvstendig arbeid nr. 1 i henhold til instruksjonskortet: ved hjelp av informasjonen som er gitt, beregner oksidasjonstilstandene til elementene i forbindelsene: MnO 2, H 2 SO 4, K 2 SO 3, H 2 S, KMnO 4.

Hva er oksidasjons-reduksjonsreaksjoner sett fra begrepet "grad av oksidasjon av kjemiske elementer"? (lysbilde 2)

/ Redoksreaksjoner- Dette er reaksjoner der oksidasjons- og reduksjonsprosesser skjer samtidig og som regel oksidasjonstilstandene til elementene endres./

La oss vurdere prosessen ved å bruke eksempelet på interaksjonen av sink med fortynnet svovelsyre:

Ved sammenstilling av denne ligningen brukes den elektroniske balansemetoden. Metoden er basert på å sammenligne oksidasjonstilstandene til atomer i utgangsmaterialene og reaksjonsproduktene. Hovedkravet når man komponerer ligninger ved hjelp av denne metoden er at antall elektroner som er gitt må være lik antall mottatte elektroner.

Oksidasjon-reduksjonsreaksjoner er reaksjoner der elektroner overføres fra ett atom, molekyl eller ion til et annet.

Oksidasjon er prosessen med å miste elektroner og øke oksidasjonstilstanden.

Reduksjon er prosessen med å legge til elektroner, og oksidasjonstilstanden avtar.

Atomer, molekyler eller ioner som donerer elektroner blir oksidert; er reduksjonsmidler.
Atomer, ioner eller molekyler som aksepterer elektroner reduseres; er oksidasjonsmidler.

Oksidasjon er alltid ledsaget av reduksjon; reduksjon er assosiert med oksidasjon.

Oksidasjon-reduksjonsreaksjoner er enheten av to motsatte prosesser: oksidasjon og reduksjon.

Selvstendig arbeid nr. 2 i henhold til instruksjonskortet: ved hjelp av elektronisk balansemetode, finn og legg koeffisientene i følgende redoksreaksjonsskjema:

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)

Å lære å finne koeffisienter i OVR betyr imidlertid ikke å kunne kompilere dem. Det er nødvendig å kjenne oppførselen til stoffer i reaksjonsreaksjonen, for å sørge for reaksjonsforløpet, for å bestemme sammensetningen av de resulterende produktene avhengig av reaksjonsbetingelsene.

For å forstå i hvilke tilfeller elementer oppfører seg som oksidasjonsmidler, og i hvilke - som reduksjonsmidler, må du henvende deg til periodiske tabell D.I. Mendeleev. Hvis vi snakker om enkle stoffer, bør reduserende egenskaper være iboende i de elementene som har en større atomradius sammenlignet med andre og et lite (1 - 3) antall elektroner på det ytre energinivået. Derfor kan de gi dem bort relativt enkelt. Dette er for det meste metaller. De kraftigste reduserende egenskapene til dem er alkali- og jordalkalimetallene som ligger i hovedundergruppene av gruppe I og II (for eksempel natrium, kalium, kalsium, etc.).

De mest typiske ikke-metallene, som har en nesten fullstendig struktur av det ytre elektronlaget og en betydelig mindre atomradius sammenlignet med metaller fra samme periode, aksepterer ganske enkelt elektroner og oppfører seg som oksidasjonsmidler i redoksreaksjoner. De kraftigste oksidasjonsmidlene er de lette elementene i hovedundergruppene VI – VII grupper fluor, klor, brom, oksygen, svovel, etc.

Samtidig må vi huske at inndelingen av enkle stoffer i oksidasjonsmidler og reduksjonsmidler er like relativ som inndelingen i metaller og ikke-metaller. Hvis ikke-metaller kommer inn i et miljø hvor et sterkere oksidasjonsmiddel er tilstede, kan de oppvise reduserende egenskaper. Varer i ulike grader oksidasjoner kan oppføre seg annerledes.

Hvis et grunnstoff har sin høyeste oksidasjonstilstand, kan det bare være et oksidasjonsmiddel. For eksempel, i HN +5 O 3 kan nitrogen i +5-tilstanden bare være et oksidasjonsmiddel og akseptere elektroner.

Bare et grunnstoff i den laveste oksidasjonstilstanden kan være et reduksjonsmiddel. For eksempel, i N -3 H 3 kan nitrogen i -3-tilstanden donere elektroner, dvs. er et reduksjonsmiddel.

Elementer i mellomliggende positive oksidasjonstilstander kan både donere og akseptere elektroner og er derfor i stand til å oppføre seg som oksiderende eller reduserende midler avhengig av forhold. For eksempel N +3, S +4. Når de plasseres i et miljø med et sterkt oksidasjonsmiddel, oppfører de seg som reduksjonsmidler. Og omvendt, i et reduserende miljø oppfører de seg som oksidasjonsmidler.

Basert på redoksegenskaper kan stoffer deles inn i tre grupper:

oksidasjonsmidler

reduksjonsmidler

oksidasjonsmidler - reduksjonsmidler

Selvstendig arbeid nr. 3 på instruksjonskortet: i hvilket av de gitte reaksjonsligningsskjemaene MnO 2 viser egenskapene til et oksidasjonsmiddel, og i hvilke - egenskapene til et reduksjonsmiddel:

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

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

3. Utdype og utvide kunnskap

De viktigste oksidasjonsmidlene og deres reduksjonsprodukter

1. Svovelsyre - H 2 SÅ 4 er et oksidasjonsmiddel

A) Ligning for interaksjonen av sink med fortynnet H 2 SO 4 (lysbilde 3)

Hvilket ion er oksidasjonsmidlet i denne reaksjonen? (H+)

Produktet av reduksjon av metallet i spenningsserien opp til hydrogen er H 2 .

B) La oss vurdere en annen reaksjon - interaksjonen mellom sink og konsentrert H 2 SO 4 (lysbilde 4)

Hvilke atomer endrer oksidasjonstilstand? (sink og svovel)

Konsentrert svovelsyre (98%) inneholder 2% vann, og saltet oppnås i løsning. Reaksjonen involverer faktisk sulfationer. Reduksjonsproduktet er hydrogensulfid.

Avhengig av aktiviteten til metallet er reduksjonsproduktene av konsentrert H 2 SO 4 forskjellige: H 2 S, S, SO 2.

2. En annen syre – salpetersyre – er også et oksidasjonsmiddel på grunn av nitrationet NO 3 - . Oksydasjonskapasiteten til nitrationet er betydelig høyere enn H+-ionet, og hydrogenionet reduseres ikke til et atom, derfor når det interagerer salpetersyrer Ved interaksjon med metaller frigjøres aldri hydrogen, men det dannes ulike nitrogenforbindelser. Dette avhenger av syrekonsentrasjonen og aktiviteten til metallet. Fortynnet salpetersyre reduseres dypere enn konsentrert (for samme metall) (lysbilde 6)

Diagrammene viser produkter som har høyest innhold mulige produkter syrereduksjon

Gull og platina reagerer ikke med HNO 3, men disse metallene løses opp i "regiavann" - en blanding av konsentrert saltsyre og salpetersyre i forholdet 3:1.

Au + 3HCl (kons.) + HNO3 (kons.) = AuCI3 + NO + 2H2O

3. Det kraftigste oksidasjonsmidlet blant enkle stoffer er fluor. Men det er for aktivt og vanskelig å få tak i i fri form. Derfor bruker de i laboratorier kaliumpermanganat KMnO 4 . Dens oksidasjonsevne avhenger av konsentrasjonen av løsningen, temperatur og miljø.

Opprette en problemsituasjon: Jeg forberedte en løsning av kaliumpermanganat ("kaliumpermanganat") for en leksjon, sølte et glass med løsningen og farget favorittkjemifrakken min. Foreslå (etter å ha utført et laboratorieeksperiment) et stoff som kan brukes til å rengjøre kappen.

Oksidasjon-reduksjonsreaksjoner kan forekomme i forskjellige miljøer. Avhengig av miljøet kan karakteren av reaksjonen mellom de samme stoffene endres: miljøet påvirker endringen i oksidasjonstilstandene til atomer.

Vanligvis tilsettes svovelsyre for å skape et surt miljø. Salt og nitrogen brukes sjeldnere, pga den første er i stand til å oksidere, og den andre er i seg selv et sterkt oksidasjonsmiddel og kan forårsake sideprosesser. For å skape et alkalisk miljø brukes kalium- eller natriumhydroksid, og vann brukes til å skape et nøytralt miljø.

Laboratorieerfaring:(TB-regler)

1-2 ml av en fortynnet løsning av kaliumpermanganat helles i fire nummererte reagensrør. Tilsett noen dråper svovelsyreløsning i det første reagensglasset, vann i det andre, kaliumhydroksid i det tredje, og la det fjerde reagensglasset være en kontroll. Hell deretter natriumsulfittløsning i de tre første reagensglassene, rist forsiktig. Kryss av. Hvordan endres fargen på løsningen i hvert reagensrør? (lysbilder 7, 8)

Resultater av laboratorieeksperiment:

Reduksjonsprodukter KMnO 4 (MnO 4 -):

V surt miljø– Mn +2 (salt), fargeløs løsning;

i et nøytralt miljø - MnO 2, brunt bunnfall;

i et alkalisk medium - MnO 4 2-, grønn løsning. (lysbilde 9,)

Til reaksjonsskjemaene:

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

Velg odds ved å bruke den elektroniske balansemetoden. Spesifiser oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel (lysbilde 10)

(Oppgaven er på flere nivåer: sterke elever skriver ned reaksjonsproduktene uavhengig)

Du har gjort et laboratorieeksperiment, foreslå et stoff som kan brukes til å rengjøre kjolen.

Demonstrasjonserfaring:

Flekker fra en løsning av kaliumpermanganat fjernes raskt med en løsning av hydrogenperoksid, surgjort eddiksyre:

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

Gamle kaliumpermanganatflekker inneholder mangan(IV)oksid, så en annen reaksjon vil oppstå:

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

Etter fjerning av flekker må stoffstykket skylles med vann.

Viktigheten av redoksreaksjoner

Det er umulig å vurdere alle de ulike redoksreaksjonene innenfor rammen av en leksjon. Men deres betydning i kjemi, teknologi og hverdagsliv kan ikke overvurderes.

Student: Redoksreaksjoner ligger til grunn for produksjon av metaller og legeringer, hydrogen og halogener, alkalier og medisiner.

Funksjonen til biologiske membraner og mange naturlige prosesser er assosiert med redoksreaksjoner: metabolisme, gjæring, respirasjon, fotosyntese. Uten å forstå essensen og mekanismene til redoksreaksjoner, er det umulig å forestille seg driften av kjemiske kraftkilder (akkumulatorer og batterier), produksjon av beskyttende belegg og mesterlig behandling av metalloverflater av produkter.

For bleking og desinfisering brukes oksidasjonsegenskapene til slike velkjente midler som hydrogenperoksid, kaliumpermanganat, klor og klor, eller blekemiddel.

Klor som et sterkt oksidasjonsmiddel brukes til sterilisering rent vann og desinfeksjon av avløpsvann.

4. Konsolidering av det studerte materialet

Test :

I et surt miljø reduseres KMnO 4 til:

Konsentrert H 2 SO 4 ved vanlig temperatur passiverer:
Konsentrert HNO 3 reagerer ikke med metall:
Fortynn HNO 3 med aktive metaller reduseres til:
Hvilket reduksjonsprodukt av KMnO 4 mangler: 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH

(gjensidig kontroll av prøver i par)

5. Lekser

Bruk diagrammene gitt i leksjonen, fullfør reaksjonsligningene og ordne koeffisientene i dem ved hjelp av den elektroniske balansemetoden:

AI + H2SO4 (kons.) →

Ag + HNO3 (kons.) →

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

6. Oppsummering av leksjonen

Instruksjonskort

Jeg . Repetisjon og generalisering av tidligere studert materiale

Øvelse 1: Beregn oksidasjonstilstandene til grunnstoffer i forbindelser:

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

Oppgave 2: Bruk den elektroniske balansemetoden, finn og sett koeffisientene i følgende redoksreaksjonsskjema:

MnO 2 +H 2 SÅ 4 → MnSO 4 + O 2 +H 2 O

Oppgave 3: I hvilket av følgende reaksjonsligningsskjemaer viser MnO 2 egenskapene til et oksidasjonsmiddel, og i hvilke viser det egenskapene til et reduksjonsmiddel:

EN) 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 . Utdype og utvide kunnskap:

Laboratorieerfaring: (følg sikkerhetsforskrifter)

Legg merke til hvordan fargen på løsningen endres i hvert reagensrør:

1 prøverør -

2 prøverør -

3 prøverør -

4 rør - kontroll

Trening: Til reaksjonsskjemaene:

KMnO 4 +Na 2 SÅ 3 +H 2 SÅ 4 →MnSO 4 +Na 2 SÅ 4 +K 2 SÅ 4 +H 2 O

KMnO 4 +Na 2 SÅ 3 +H 2 O→MnO 2 ↓+Na 2 SÅ 4 + KOH

KMnO 4 +Na 2 SÅ 3 + TILÅH →Na 2 SÅ 4 + K 2 MnO 4 +H 2 O

Velg odds ved å bruke den elektroniske balansemetoden. Spesifiser oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.

III . Forsterkning av det lærte materialet

Test:

1.I et surt miljøKMnO 4 gjenopprettet til:

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

2. KonsentrertH 2 SÅ 4 Passiverer ved normal temperatur:

A) Zn B) Cu C) AI

3. KonsentrertHNO 3 reagerer ikke med metall:

A) Ca B) Au C) Mg

4.FortynnetHNO 3 med aktive metaller reduseres det til:

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

5. Hvilket gjenvinningsproduktKMnO 4 savnet:

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

Testresultat (basert på fagfellevurderingsresultater)

IV . Hjemmelekser

Bruk diagrammene gitt i leksjonen, fullfør reaksjonsligningene og plasser koeffisientene i dem:

1. AI + H2SO4 (kons.) →

2. Ag + HNO3 (kons.) →

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

Oksidasjonstilstand

Redoksegenskaper til stoffer

Typer oksidasjons-reduksjonsreaksjoner

Retning av redoksreaksjoner

Redoksreaksjoner inkluderer de som er ledsaget av bevegelse av elektroner fra en partikkel til en annen. Når man vurderer mønstrene for redoksreaksjoner, brukes konseptet oksidasjonsgrad.

1. Oksidasjonstilstand

Konsept oksidasjonstilstander introdusert for å karakterisere tilstanden til elementer i forbindelser. Oksydasjonstilstanden betyr den konvensjonelle ladningen til et atom i en forbindelse, beregnet basert på antakelsen om at forbindelsen består av ioner. Oksydasjonstilstanden indikeres med et arabisk tall med plusstegn når elektroner forskyves fra et gitt atom til et annet atom og med et tall med minustegn når elektroner forskyves i motsatt retning. Et tall med et "+" eller "-"-tegn plasseres over elementsymbolet. Oksidasjonsnummer indikerer oksidasjonstilstanden til et atom og er enkelt praktisk form for å gjøre rede for elektronoverføring: det bør ikke betraktes som den effektive ladningen til et atom i molekylet (for eksempel i et LiF-molekyl er de effektive ladningene til Li og F henholdsvis + 0,89 og -0,89, mens oksidasjonstilstandene er +1 og -1), og heller ikke som valensen til elementet (for eksempel i forbindelsene CH 4, CH 3 OH, HCOOH, CO 2 er valensen til karbon 4, og oksidasjonstilstandene er henholdsvis -4, -2, +2, +4). Tallverdier Valens- og oksidasjonstilstander kan falle sammen i absolutt verdi bare når forbindelser med en ionisk struktur dannes.

Når du bestemmer graden av oksidasjon, brukes følgende regler:

Atomer av grunnstoffer som er i fri tilstand eller i form av molekyler av enkle stoffer har en oksidasjonstilstand på null, for eksempel Fe, Cu, H 2, N 2, etc.

Oksydasjonstilstanden til et element i form av et monoatomisk ion i en forbindelse som har en ionisk struktur er lik ladningen til dette ionet,

1 -1 +2 -2 +3 -1

for eksempel NaCl, Cu S, AlF3.

Hydrogen i de fleste forbindelser har en oksidasjonstilstand på +1, med unntak av metallhydrider (NaH, LiH), hvor oksidasjonstilstanden til hydrogen er -1.

Den vanligste oksidasjonstilstanden til oksygen i forbindelser er -2, med unntak av peroksider (Na 2 O 2, H 2 O 2), hvor oksidasjonstilstanden til oksygen er –1 og F 2 O, hvor oksidasjonstilstanden oksygen er +2.

For elementer med variabel oksidasjonstilstand kan verdien beregnes ved å kjenne formelen til forbindelsen og ta hensyn til at den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til alle grunnstoffene i et nøytralt molekyl er null. I et komplekst ion er denne summen lik ladningen til ionet. For eksempel er oksidasjonstilstanden til kloratomet i HClO 4-molekylet, beregnet basert på den totale ladningen til molekylet = 0, hvor x er oksidasjonstilstanden til kloratomet), +7. Oksydasjonstilstanden til svovelatomet i (SO 4) 2- [x + 4(-2) = -2] ion er +6.

2. Redoksegenskaper til stoffer

Enhver redoksreaksjon består av oksidasjons- og reduksjonsprosesser. Oksidasjon - er prosessen med å donere elektroner av et atom, ion eller molekyl i en reaktant. Stoffer som gir deres elektroner under reaksjonen og er oksidert kalles restauratører.

Reduksjon er prosessen med at et atom aksepterer elektroner ion eller reagensmolekyl.

Stoffer som aksepterer elektroner og reduseres i prosessen kalles oksidasjonsmidler.

Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner forekommer alltid som en enkelt prosess kalt redoksreaksjon. For eksempel når metallisk sink interagerer med kobberioner reduksjonsmiddel(Zn) donerer elektronene sine oksidasjonsmiddel– kobberioner (Cu 2+):

Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu

Kobber frigjøres på overflaten av sinken, og sinkioner går i løsning.

Redoksegenskapene til grunnstoffer er relatert til strukturen til atomene deres og bestemmes av deres posisjon i det periodiske systemet D.I. Mendeleev. Den reduserende evnen til elementet skyldes den svake bindingen av valenselektroner med kjernen. Metallatomer som inneholder et lite antall elektroner på det ytre energinivået er tilbøyelige til å miste dem, dvs. oksideres lett og spiller rollen som reduksjonsmiddel. De kraftigste reduksjonsmidlene er de mest aktive metallene.

Kriteriet for redoksaktiviteten til elementer kan være verdien deres relativ elektronegativitet: jo høyere den er, jo mer uttalt er oksidasjonsevnen til elementet, og jo lavere det er, jo mer uttalt er dets reduserende aktivitet. Ikke-metalliske atomer (for eksempel F, O) har Høy verdi elektronaffinitet og relativ elektronegativitet, aksepterer de lett elektroner, dvs. er oksidasjonsmidler.

Redoksegenskapene til et grunnstoff avhenger av graden av dets oksidasjon. For samme element er det forskjellige lavere, høyere og mellomliggende oksidasjonstilstander.

Som et eksempel kan du vurdere svovel S og dets forbindelser H 2 S, SO 2 og SO 3. Forholdet mellom den elektroniske strukturen til svovelatomet og dets redoksegenskaper i disse forbindelsene er tydelig presentert i tabell 3.1.

I H 2 S-molekylet har svovelatomet en stabil oktettkonfigurasjon av det ytre energinivået 3s 2 3p 6 og kan derfor ikke lenger tilføre elektroner, men kan gi dem bort.

Tilstanden til et atom der det ikke lenger kan akseptere elektroner kalles den laveste oksidasjonstilstanden.

I den laveste oksidasjonstilstanden mister atomet sin oksidasjonsevne og kan kun være et reduksjonsmiddel.

Tabell 1.

Stoffformel	Elektronisk formel	Redoksegenskaper
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6	–2 ; - 6 ; - 8 reduksjonsmiddel
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4	+ 2 oksidasjonsmiddel	–4 ; - 6 reduksjonsmiddel
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p o	+ 4 ; + 6 oksidasjonsmiddel	-2 reduksjonsmiddel
	1s 2 2s 2 2p 6 3s eller 3p 0	+ 2 ; + 6 ; + 8 oksidasjonsmiddel

I SO 3-molekylet forskyves alle de ytre elektronene til svovelatomet til oksygenatomene. Derfor, i dette tilfellet, kan svovelatomet bare akseptere elektroner, som viser oksiderende egenskaper.

Tilstanden til et atom der det har gitt fra seg alle valenselektronene kalles den høyeste oksidasjonstilstanden. Et atom i høyeste oksidasjonstilstand kan bare være et oksidasjonsmiddel.

I SO 2 -molekylet og elementært svovel S er svovelatomet lokalisert i mellomliggende oksidasjonstilstander, dvs. har valenselektroner, kan atomet gi dem bort, men uten å ha en komplett R - undernivå, kan også akseptere elektroner til den er ferdig.

Et atom av et element med en mellomliggende oksidasjonstilstand kan vise både oksiderende og reduserende egenskaper, som bestemmes av dets rolle i en bestemt reaksjon.

For eksempel rollen til sulfittanion SO i følgende reaksjoner er forskjellig:

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)

I reaksjon (1) ble sulfittanionet SO i nærvær av et sterkt oksidasjonsmiddel, spiller KMnO 4 rollen som et reduksjonsmiddel; i reaksjon (2) sulfittanion SO - et oksidasjonsmiddel, siden H 2 S bare kan oppvise reduserende egenskaper.

Altså blant komplekse stoffer restauratører kan være:

1. Enkle stoffer hvis atomer har lav ioniseringsenergi og elektronegativitet (spesielt metaller).

2. Komplekse stoffer som inneholder atomer i lavere oksidasjonstilstander:

H Cl,H 2 S,N H 3

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

Oksidasjonsmidler kan være:

1. Enkle stoffer hvis atomer har høye verdier av elektronaffinitet og elektronegativitet - ikke-metaller.

2. Komplekse stoffer som inneholder atomer i høyere oksidasjonstilstander: +7 +6 +7

K Mn O 4, K 2 Cr 207, HClO4.

3. Komplekse stoffer som inneholder atomer i mellomliggende oksidasjonstilstander:

Na 2 S O3, Mn O2, Mn SO4.

Leksjonsmotto: "Noen taper, men noen finner ..."

Leksjonens mål:
Pedagogisk:
konsolidere begrepene "oksidasjonstilstand", prosesser for "oksidasjon", "reduksjon";
konsolidere ferdigheter i å tegne ligninger for redoksreaksjoner ved bruk av elektronisk balansemetode;
lære å forutsi produktene av redoksreaksjoner.
Pedagogisk:
Fortsette utviklingen logisk tenkning, ferdigheter til å observere, analysere og sammenligne, finne årsak-virkning-sammenhenger, trekke konklusjoner, arbeide med algoritmer og utvikle interesse for emnet.
Pedagogisk:
Å danne studentenes vitenskapelige verdensbilde; forbedre arbeidsferdighetene;
lære å lytte til læreren og klassekameratene dine, å være oppmerksomme på deg selv og andre, å vurdere deg selv og andre, og å ha en samtale.

I. Organisatorisk øyeblikk

Temaet for leksjonen er annonsert, relevansen av dette emnet og dets forbindelse med livet er begrunnet. Redoksprosesser er blant de vanligste kjemiske reaksjonene og har stor betydning i teori og praksis. De er assosiert med metabolske prosesser som forekommer i en levende organisme, råtnende og gjæring, fotosyntese. Redoksprosesser følger med stoffers sykluser i naturen. De kan observeres under brennstoffforbrenning, i metallkorrosjonsprosesser, under elektrolyse og smelting av metaller. Med deres hjelp, alkalier, syrer og andre verdifulle produkter.
Redoksreaksjoner ligger til grunn for energiomdannelsen ved å samhandle kjemiske substanser til elektrisk energi i galvaniske og brenselceller. Menneskeheten har brukt OVR-er i lang tid, uten først å forstå essensen deres. Først på begynnelsen av 1900-tallet ble den elektroniske teorien om redoksprosesser opprettet. I løpet av leksjonen vil du huske hovedbestemmelsene i denne teorien, samt lære hvordan du tegner likninger for kjemiske reaksjoner som oppstår i løsninger, og finne ut hva mekanismen til slike reaksjoner avhenger av.
II. Repetisjon og generalisering av tidligere studert materiale
1. Oksidasjonstilstand.
Organisere en samtale med sikte på å oppdatere bakgrunnskunnskap om graden av oksidasjon og reglene for dens bestemmelse, om følgende spørsmål:
– Hva er elektronegativitet?
- Hva er oksidasjonstilstanden?
- Kan oksidasjonstilstanden til et grunnstoff være null? I hvilke tilfeller?
- Hvilken oksidasjonstilstand viser oksygen oftest i forbindelser?
– Husk unntakene.
- Hvilken oksidasjonstilstand har metaller i polare og ioniske forbindelser?
Basert på resultatene av samtalen, formuleres regler for bestemmelse av oksidasjonstilstander
For å konsolidere de formulerte reglene, foreslås det å bestemme oksidasjonstilstanden til elementer i forbindelser:
H2SO4, H2, H2SO3, HCIO4, Ba, KMnO4, AI2(SO4)3, HNO3, Ba(NO3)2, HCN, K4, NH3, (HN4)2SO4.
Denne oppgaven med selektive svar brukes til muntlig frontalspørring.
2. Oksidasjons- og reduksjonsprosesser. Redoksreaksjoner.
Under samtalen oppdateres kunnskap om redoksprosesser.
Angi typen kjemisk reaksjon til høyre. Juster koeffisientene etter behov. I så fall. elementer før og etter reaksjonsendringen, skriv deretter ordet "ja" til venstre; hvis de ikke endres, skriv ordet "nei".
Alternativ I:
Hg + S → Hg S
NaNO3 →NaNO2 + O2
CuSO4 + NaOH →Na2SO4 + Cu(OH)2
Alternativ II:
Al(OH)3 → Al2O3 + H2O
H2O + P2O5 → H3PO4
Fe + HCl → FeCl2 + H2
Alle typer arbeid sjekkes sammen med klassen. Ligningene for kjemiske reaksjoner forblir på tavlen, og deretter blir klassen bedt om å svare på spørsmålene:
1) Endres oksidasjonstilstander til kjemiske elementer i alle tilfeller? (Nei).
2) Er det avhengig av type kjemiske reaksjoner når det gjelder antall reaktanter og reaksjonsprodukter? (Nei).
Foreslåtte spørsmål:
– Hva kalles gjenopprettingsprosessen?
- Hvordan endres oksidasjonstilstanden til et grunnstoff under reduksjon?
– Hva er oksidasjon?
- Hvordan endres oksidasjonstilstanden til et grunnstoff under oksidasjon?
- Definer begrepene "oksidasjonsmiddel" og "reduksjonsmiddel".
MED moderne poeng I lyset er endringen i oksidasjonstilstand assosiert med tilbaketrekning eller bevegelse av elektroner. Derfor, sammen med ovennevnte, kan en annen definisjon gis: dette er reaksjoner der elektroner overføres fra ett atom, molekyl eller ion til et annet.
Vi konkluderer: "Hva er essensen av OVR?"
Redoksreaksjoner representerer enheten av to motstridende prosesser - oksidasjon og reduksjon. I disse reaksjonene er antallet elektroner som gis opp av reduksjonsmidlene lik antallet elektroner oppnådd av oksidasjonsmidlene. Samtidig, uavhengig av om elektroner beveger seg fra ett atom til et annet helt eller bare delvis, eller tiltrekkes av ett av atomene, snakker vi konvensjonelt bare om frigjøring eller tilsetning av elektroner. Derfor ble mottoet for leksjonen valgt: "Noen taper, og noen finner ..."
3. Funksjoner av tilkoblinger i OVR.
1. Etter å ha beregnet oksidasjonstilstandene til grunnstoffene, bevis at disse stoffene har egenskapene til oksidasjonsmidler.
Cl2, HClO4, H2SO4, KMnO4, SO2
2. Beregn oksidasjonstilstandene til grunnstoffene, bevis at disse stoffene har egenskapene til reduksjonsmidler:
HCl, NH3, H2S, K, SO2
Som et resultat av dette arbeidet danner studentene regler for å bestemme tilkoblingsfunksjonen i OVR:
1. Hvis et grunnstoff viser den høyeste oksidasjonstilstanden i en forbindelse, kan denne forbindelsen bare være et oksidasjonsmiddel.
2. Hvis et grunnstoff viser en lavere oksidasjonstilstand i en forbindelse, kan denne forbindelsen være et reduksjonsmiddel
Løse problematiske problemer:
- Kan samme stoff være både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel?
- Kan ett og samme grunnstoff oppvise egenskapene til både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel?
Formulering av den tredje regelen.
3. Hvis et grunnstoff viser en mellomliggende oksidasjonstilstand i en forbindelse, kan denne forbindelsen være både et reduksjonsmiddel og et oksidasjonsmiddel.

III. Arrangement av koeffisienter i OVR-ligninger ved bruk av elektronisk balansemetode.

Øve på ferdigheter i å bestemme oksidasjonsgrad, tegne diagram over redoksreaksjoner ved bruk av elektronisk balansemetode (arbeid ved tavle og i notatbøker) med utvikling av resonnement og analyseferdigheter gjennom elevkommentarer til svar.
Bruk den elektroniske balansemetoden, velg koeffisientene i redoksreaksjonsskjemaene og indiker prosessen med oksidasjon og reduksjon:
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

Spørsmål fra del C (C1) av Unified State Exam KIM:

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

NaNO3 + NaI + H2SO4 →NO + I2 + … + …

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

Sjekk - frontal undersøkelse, avklaring av tegn på redoksreaksjoner.
Spørsmål fra del B (B2) av Unified State Exam KIM:
Etabler en samsvar mellom reaksjonsligningen og endringen i oksidasjonstilstanden til oksidasjonsmidlet i denne reaksjonen:

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

Reaksjonsligning Endring i oksidasjonstilstand for oksidasjonsmiddel

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
Etabler samsvar mellom reaksjonsligningen og stoffet som er reduksjonsmidlet i denne reaksjonen
R
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) NEI
6) KI
IV. Stadium av konsolidering av kunnskap (avsluttes med en test).
Test
1) Hva er den laveste oksidasjonstilstanden til svovel?
a) -6; b) -4; ved 2; d) 0; e) +6.

2) Hva er oksidasjonstilstanden til fosfor i Mg3P2-forbindelsen?
a) +3; b) +5; c) 0; d) -2; e) –3.

3) Hvilke grunnstoffer har en konstant oksidasjonstilstand på +1?
a) Hydrogen; b) litium; c) kobber;
d) magnesium; d) selen.

4) Hva er det lik? høyeste grad manganoksidasjon?
a) -1; b) 0; c) +7; d) +4; e) +6.

5) Hva er oksidasjonstilstanden til klor i forbindelsen Ca(ClO)2?
a) +2; b) +1; c) 0; d) -1; D 2.

6) Hvilke av følgende stoffer kan bare være oksidasjonsmidler?
a) NH3; b) Br2; c) KC103; d) Fe; e) HNO3.

7) Hva er navnet på prosessen som presenteres nedenfor og hvor mange elektroner er involvert i den?

a) restaurering, 1e; b) oksidasjon, 2e;
c) restaurering, 2e; d) oksidasjon, lf.

8) Hvilke av følgende stoffer kan være både oksiderende og reduksjonsmidler? Det er flere mulige svar.
a) SO2; b) Na; c) H2; d) K2Cr207; e) HNO2.

9) Hva heter prosessen presentert nedenfor og hvor mange elektroner er involvert i den?

a) restaurering, 8e; b) oksidasjon, 4f;
c) oksidasjon, 8f; d) restaurering, 4f.

10) Hvilke av følgende stoffer kan kun være reduksjonsmidler? Det er flere mulige svar.
a) H2S; b) KMnO4; c) S02; d) NH3; e) Na.

Svar. 1 – inn; 2 – d; 3 – b, d; 4 – inn; 5B; 6 – d; 7 – b; 8 – a, c, d; 9 – a; 10 – a, d, d.
V. Utdype og utvide kunnskap (Forelesningsdel av leksjonen)
Viktigheten av redoksreaksjoner
Redoksreaksjoner følger med mange prosesser utført i industrien og i ulike felt hverdag: brenne gass i en gasskomfyr, lage mat, vaske, vaske husholdningsartikler, lage sko, parfyme, tekstiler...
Enten vi tenner en fyrstikk, om fancy fyrverkeri brenner på himmelen - alt dette er redoksprosesser.
For bleking og desinfisering brukes oksidasjonsegenskapene til slike velkjente midler som hydrogenperoksid, kaliumpermanganat, klor og klor, eller blekemiddel.
Hvis det er nødvendig å oksidere et lett nedbrytbart stoff fra overflaten av produktet, brukes hydrogenperoksid. Den brukes til å bleke silke, fjær og pels. Det brukes også til å restaurere gamle malerier. På grunn av sin ufarlighet for kroppen, brukes hydrogenperoksid i næringsmiddelindustrien til bleking av sjokolade, arr og tarmer i produksjonen av pølser.
Den desinfiserende effekten av kaliumpermanganat er også basert på dets oksiderende egenskaper.
Klor, som et sterkt oksidasjonsmiddel, brukes til å sterilisere rent vann og desinfisere avløpsvann. Klor ødelegger mange malinger, som er grunnlaget for bruk i blekepapir og tekstiler. Klor, eller blekekalk, er et av de vanligste oksidasjonsmidlene både i hverdagen og i industriell skala.
I naturen er redoksreaksjoner ekstremt vanlige. De spiller en viktig rolle i biokjemiske prosesser: respirasjon, metabolisme, nervøs aktivitet mennesker og dyr. Manifestasjon av ulike vitale funksjoner Kroppen er assosiert med energiforbruket som kroppen vår mottar fra mat som følge av redoksreaksjoner.
VI. Oppsummering.

Det gis karakterer for timen og hjemmelekser:
A. Bestem oksidasjonstilstandene til grunnstoffer ved å bruke formlene:
HNO2, Fe2(SO4)3, NH3, NH4Cl, KClO3, Ва(NO3)2, НClО4
B. Ordne koeffisientene ved hjelp av den elektroniske balansemetoden:
KMnO4 +Na2SO3+H2O → MnO2+ Na2SO4+ KOH
C. KMnO4 + Na2SO3+ KOH → … + K2 MnO4 + …

Litteratur:

Gabrielyan O.S. Kjemi-8. M.: Bustard, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Lærerhåndbok. 8. klasse. M.: Bustard, 2002;
Småbarnsleksikon. Kjemi. M.: Russian Encyclopedic Partnership, 2001; Leksikon for barn "Avanta+". Kjemi. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Redoksreaksjoner. M.: Utdanning, 1989.
V.A. Shelontsev. Ikoniske modeller og problemer: redoksreaksjoner. OOIPKRO, Omsk - 2002
A.G. Kuhlman. Generell kjemi, Moskva-1989.
For den fullstendige teksten til materialet Leksjonsnotater for klasse 8 "Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner," se den nedlastbare filen.
Siden inneholder et fragment.

Leksjonsutvikling (leksjonsnotater)

Grunnleggende allmennutdanning

Line UMK O. S. Gabrielyan. Kjemi (8-9)

Merk følgende! Nettstedets administrasjon er ikke ansvarlig for innholdet i metodologisk utvikling, så vel som for overholdelse av utviklingen med Federal State Education Standard.

Referanser:

Kjemilærerhåndbok. 8. klasse. O.S. Gabrielyan, N.P. Voskoboynikova, A.V. Yashukova (M.: Bustard). 2003
EFU Kjemi 8. klasse. O.S. Gabrielyan, (M.: Bustard).
Arbeidsbok til læreboken O.S. Gabrielyan Chemistry 8. klasse. O.S. Gabrielyan, A.S. Sladkov (M.: Bustard-2013).

Leksjonens mål:

pedagogisk: introdusere elevene til ny klassifisering kjemiske reaksjoner basert på endringer i oksidasjonstilstandene til elementene - redoksreaksjoner, gjenta begrepene "oksidasjonsmiddel", "reduksjonsmiddel", "oksidasjon", "reduksjon";
utvikle seg: fortsette utviklingen av logisk tenkning, dannelsen av interesse for faget, ved hjelp av moderne teknologier i undervisningen.
pedagogisk:å danne studentenes vitenskapelige verdensbilde, dannelsen av kultur mellommenneskelig kommunikasjon: evaluer arbeidet ditt..

Utdanningsmidler:

Elektronisk tillegg til læreboken «Kjemi 8. klasse». O.S. Gabrielyan, (M.: Bustard).
Interaktiv opplæringen«VISUELL KJEMI. Kjemi. 8-9 klasse." Moskva: Exam-Media LLC 2011-2013

Lærebok: EFU Gabrielyan O.S. Kjemi.8. klasse: – M.: Bustard, 2015

I løpet av timene

1. Organisasjonsstadiet

Forberede elevene til arbeid i klasserommet. Arbeidsregler og sikkerhet i smartklassen ved arbeid med bærbare datamaskiner

2. Oppdatere elevenes kunnskap

EN) La oss huske alle klassifiseringene av kjemiske reaksjoner kjent for deg og egenskapene som ligger til grunn for hver klassifisering. Gjentakelse. "Typer kjemiske reaksjoner" (ifølge læringsverktøy 2)

Litteraturverk 1:

1. I henhold til typen og sammensetningen av de reagerende og resulterende stoffene, er det reaksjoner:

a) forbindelser;
b) dekomponering;
c) substitusjon;
d) utveksling (inkludert nøytraliseringsreaksjonen).

2. Av aggregeringstilstand stoffer (fase) reaksjoner skilles ut:

a) homogen;
b) heterogen.

3. I henhold til den termiske effekten er reaksjoner delt inn i:

a) eksotermisk (inkludert forbrenningsreaksjoner);
b) endotermisk.

4. Basert på bruken av en katalysator skilles reaksjoner ut:

a) katalytisk (inkludert enzymatisk);
b) ikke-katalytisk.

5. Reaksjoner skilles etter retning:

a) reversibel;
b) irreversibel.

B) Gi full beskrivelse reaksjoner for syntese av svoveloksid (6) fra svoveloksid (4) og oksygen:

3. Assimilering av ny kunnskap om EFU

EN) La oss huske hva S.O. er. og hvordan det endres med XP. (Repetisjon etterfulgt av testing med læringsverktøy 2.)

B) Forklaring av stoff om EFU s. 263–265.

I) Arbeid med EFU elektronisk søknad.

D) Arbeid med litteratur 2

4. Primær konsolidering av kunnskap

EN) Elevene fullfører oppgaven. ELEKTRONISK APPLIKASJON

Hvis det er noen problemer, bruk sidene 264-265 i EFU.

B) Fullføre en oppgave på en elektronisk applikasjon, finne et oksidasjonsmiddel, et reduksjonsmiddel, elektronoverføring, jobbe ved tavlen.