Lecție de reacții redox. Rezumatul unei lecții de chimie pe tema „Reacții redox”. Analiza lectiei

2 Lecție de chimie în clasa a VIII-a pe tema „Reacții redox”

Adnotare: Lecția de chimie pe tema „Reacții de oxidare-reducere” este destinată elevilor din clasa a VIII-a. Lecția dezvăluie conceptele de bază ale reacțiilor redox: stare de oxidare, agent oxidant, agent reducător, oxidare, reducere: se formează capacitatea de a compune înregistrări OVR prin metoda echilibrului electronic.

Lecție de chimie în clasa a VIII-a pe tema

„Reacții de oxidare-reducere”

SCOPUL LECȚIEI: să formeze un sistem de cunoștințe despre reacțiile redox, să învețe cum să întocmească înregistrări ale reacției redox folosind metoda balanței electronice.

OBIECTIVELE LECȚIEI:

Educational: să ia în considerare esența proceselor redox, să învețe cum să se aplice „stările de oxidare” pentru a determina procesele de oxidare și reducere; să-i învețe pe elevi să egalizeze înregistrările reacției redox folosind metoda echilibrului electronic.

în curs de dezvoltare: Îmbunătățirea capacității de a face judecăți despre tipul de reacție chimică, analizând starea de oxidare a atomilor din substanțe; trage concluzii, lucrează cu algoritmi, generează interes pentru subiect.

Cresterea: să formeze nevoia de activitate cognitivă și să valorifice atitudinea față de cunoaștere; analizează răspunsurile camarazilor, prezice rezultatul muncii, evaluează-ți munca; promovarea unei culturi a comunicării prin munca în perechi „elev – elev”, „profesor – elev”.

Tip de lecție: Lecție de învățare a materialelor noi.

Metode folosite în lecție: lustrativ explicativ-silt.

Concepte introduse în lecție: reacții redox; agent oxidant; agent de reducere; proces de oxidare; procesul de recuperare.

Echipamentul folositsi reactivi: tabelul de solubilitate, sistemul periodic Mendeleev, acid clorhidric, acid sulfuric, zinc în granule, turnuri de magneziu, sulfat de cupru, cui de fier.

Forma de lucru: individual, frontal.

Durata lecției: (90 minute, 2 lecții).

În timpul orelor

eu ... Organizarea timpului

II ... Repetarea materialului acoperit

PROFESOR: Băieți, să ne amintim împreună cu voi materialul studiat anterior despre starea de oxidare, de care vom avea nevoie în lecție.

Sondaj frontal oral:

Ce este electronegativitatea?

Care este starea de oxidare?

Starea de oxidare a unui element poate fi zero? In ce cazuri?

Care este cea mai frecventă stare de oxidare a oxigenului în compuși?

Amintiți-vă de excepții.

Care este starea de oxidare a metalelor în compușii polari și ionici?

Cum se calculează starea de oxidare din formulele compusului?

Starea de oxidare a oxigenului este aproape întotdeauna -2.

Starea de oxidare a hidrogenului este aproape întotdeauna +1.

Starea de oxidare a metalelor este întotdeauna pozitivă și la valoarea maximă este aproape întotdeauna egală cu numărul grupului.

Starea de oxidare a atomilor liberi și a atomilor din substanțele simple este întotdeauna 0.

Starea totală de oxidare a atomilor tuturor elementelor din compus este 0.

PROFESOR invită elevii să calculeze regulile formulate pentru a consolida - pentru a găsi starea de oxidare a elementelor din substanțe și compuși simpli:

S, H2, H3P04, NaHS03, HN03, Cu (N02)2, NO2, Ba, Al.

De exemplu: Care va fi starea de oxidare a sulfului în acidul sulfuric?

În molecule, suma algebrică a stărilor de oxidare ale elementelor, ținând cont de numărul atomilor lor, este egală cu 0.

H2+1SxO4-2

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

X = + 6

H2+1S+6O4-2

III ... Învățarea de materiale noi

PROFESOR: Varietate de clasificări ale reacțiilor chimice în funcție de diferite caracteristici (direcția, numărul și compoziția substanțelor care reacţionează și se formează, utilizarea unui catalizator, efect termic) poate fi completat cu încă o caracteristică. Acest semn este o modificare a stării de oxidare a atomilor elementelor chimice care formează substanțele care reacţionează.

Pe această bază, se disting reacțiile

Reacții chimice

Reacții care au loc cu o modificare a reacției care se desfășoară fără modificarea stării de oxidare a elementelor, starea de oxidare a elementelor

De exemplu, în reacție

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

AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 (elevul scrie la tablă)

Stările de oxidare ale atomilor elementelor chimice nu s-au schimbat după reacție. Dar într-o altă reacție - interacțiunea acidului clorhidric cu zincul

2HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 (un elev scrie la tablă)

atomi ai două elemente, hidrogen și zinc, și-au schimbat stările de oxidare: hidrogen de la +1 la 0 și zinc - de la 0 la +2. Prin urmare, în această reacție, fiecare atom de hidrogen a primit câte un electron

2H + 2e H2

iar fiecare atom de zinc a donat doi electroni

Zn - 2e Zn

PROFESOR: Ce tipuri de reacții chimice cunoașteți?

URMĂTOARELE: OVR include toate reacțiile de substituție, precum și acele reacții compuse și de descompunere în care cel puțin o substanță simplă.

PROFESOR: Dați definiția OVR.

Reacțiile chimice care au ca rezultat modificarea stărilor de oxidare ale atomilor elementelor chimice sau ionilor care formează reactanți se numesc reacții redox.

PROFESOR: Băieți, determinați oral care dintre reacțiile redox propuse nu este:

1) 2Na + CI2 = 2NaCl
2) Na CL + AgNO3 = NaNO3 + AgCl ↓
3) Zn + 2HCI = ZnCl 2 + H2

4) S + O2 = SO2

ELEVI:îndeplini sarcina

PROFESOR: Să demonstrăm următoarea experiență ca exemple de OVR.

H2S04 + Mg MgS04 + H2

Să desemnăm starea de oxidare a tuturor elementelor din formulele substanțelor - reactivi și produși ai acestei reacții:

După cum se poate observa din ecuația reacției, atomii celor două elemente, magneziu și hidrogen, și-au schimbat stările de oxidare.

Ce s-a întâmplat cu ei?

Magneziul dintr-un atom neutru s-a transformat într-un ion condiționat în starea de oxidare +2, adică a dat 2e:

Mg 0 - 2e Mg +2

Scrieți în sinopsis:

Elementele sau substanțele care donează electroni se numesc agenţi reducători;în timpul reacţiei ei oxidat.

Ionul H condiționat în starea de oxidare +1 s-a transformat într-un atom neutru, adică fiecare atom de hidrogen a primit câte un electron.

2H +1 + 2e H2

Elementele sau substanțele care acceptă electroni se numesc oxidanți; în timpul reacţiei ei imi revin.<Приложение 1>

Aceste procese pot fi reprezentate sub forma unei diagrame:

Acid clorhidric + sulfat de magneziu magneziu + hidrogen

CuSO 4 + Fe (cui de fier) = Fe SO 4 + Cu (unghii roșii frumoase)

Fe 0 - 2 eFe +2

Cu +2 +2 eCu 0

Procesul de renunțare la electroni se numește oxidare, și acceptare - restaurare.

În timpul oxidării, starea de oxidare se ridică, in proces de restaurare - se duce în jos.

Aceste procese sunt indisolubil legate.

PROFESOR: Să îndeplinim sarcina conform exemplului de mai sus.

Exercițiu: Pentru reacțiile redox, indicați agentul de oxidare și agentul reducător, procesele de oxidare și reducere, alcătuiesc ecuațiile electronice:

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 parte a lecției (lecția a 2-a)

Metoda bilanţului electronic ca modalitate de întocmire a ecuaţiilor ORR

În continuare, vom lua în considerare compilarea ecuațiilor pentru reacțiile redox prin metoda echilibrului electronic. Metoda echilibrului electronic se bazează pe regula: numărul total de electroni la care renunță agentul reducător este întotdeauna egal cu numărul total de electroni pe care îi adaugă agentul oxidant.

După explicație, elevii, sub îndrumarea profesorului, compun ecuațiile OVR după planurile pe care profesorul le-a făcut pentru această lecție. <Приложение 2>.

Notele sunt pe birou pentru fiecare student.

PROFESOR: Printre reacțiile pe care le-am studiat, reacțiile redox includ:

Interacţiune metale cu nemetale

2Mg + O2 = 2MgO

Agent oxidant O 2 + 4e 2O -2 1 de reducere

2. Interacțiune metale cu acid.

H2S04 + Mg = MgS04 + H2

Agent reducător Mg 0 -2e Mg +2 2 oxidare

Agent oxidant 2O -2 + 4e O 2 0 1 de reducere

3. Interacțiune metale cu sare.

Cu S04 + Mg = MgS04 + Cu

Agent reducător Mg 0 -2e Mg +2 2 oxidare

Agent oxidant Cu +2 + 2e Cu 0 1 reducere

Reacția este dictată, un elev întocmește independent o schemă de reacție la tablă:

H 2 + O 2 → H 2 O

Să determinăm atomi ai căror elemente schimbă starea de oxidare.

(H2° + O2° → H2O2).

Să compunem ecuațiile electronice ale proceselor de oxidare și reducere.

(H 2 ° -2e → 2H + - proces de oxidare,

O 2 ° + 4e → 2O - ² - proces de recuperare,

Н 2 - agent reducător, О 2 - agent de oxidare)

Să selectăm dividendul comun pentru e dat și primit și coeficienții pentru ecuațiile electronice.

(∙ 2 | Н 2 ° -2е → 2Н + - proces de oxidare, element - agent reducător;

∙ 1 | O 2 ° + 4e → 2O - ² - proces de reducere, element - oxidant).

Transferăm acești coeficienți în ecuația OVR și selectăm coeficienții în fața formulelor altor substanțe.

2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O .

IV ... Consolidarea materialului studiat

Exerciții pentru asigurarea materialului:

Ce schemă de conversie a azotului corespunde acestei ecuații de reacție

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) Stabiliți o corespondență între modificarea stării de oxidare a atomului sulf si schema de transformare a materiei. Notează numerele fără spații sau virgule.

SCHEMA TRANSFORMĂRILOR

A) H2S + O2 → SO2 + H2O

B) H2SO4 + Na → Na2SO4 + H2S + H2O

B) SO2 + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr

SCHIMBAREA GRADULUI DE OXIDARE

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 răspuns (521)

3) Stabiliți o corespondență între schema de conversie și schimbarea stării de oxidare oxidantîn ea.

SCHEMA TRANSFORMĂRILOR

A) Cl 2 + K 2 MnO 4 → KMnO 4 + KCl

B) NH4CI + KNO3 → KCl + N2O + H2O

B) HI + FeCl 3 → FeCl 2 + HCl + I 2

SCHIMBAREA GRADULUI

OXIDANT DE OXIDARE

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 răspuns (423)

V. Remarci de încheiere ale profesorului

Reacțiile redox sunt o unitate a două procese opuse: oxidarea și reducerea. În aceste reacții, numărul de electroni donați de agenții reducători este egal cu numărul de electroni adăugați de agenții oxidanți.Întreaga lume din jurul nostru poate fi privită ca un gigantic laborator chimic, în care reacțiile chimice, în principal reacții redox, au loc la fiecare al doilea.

Veu ... Reflecţie.

VIII . Teme pentru acasă:§ 43, Exerciţiul 1, 3, 7 p. 234-235.

Cărți folosite:

1.Gabrielyan O.S. "Chimie. Clasa a 8-a: manual. pentru învăţământul general. instituţiilor. –M. : Dropia, 2010.

Reacții redox. Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. - Din Iluminism, 1985.

METOARE PENTRU STUDENTI

Anexa 1

Cei mai importanți agenți reducători și oxidanți

Agenți reducători

Oxidanți

Metale, H2, cărbune,

CO - monoxid de carbon (II)

H2S, S02, H2S03 şi săruri

HJ, HBr, HCI

SnCl2, FeSO4, MnSO4,

Cr2 (SO4) 3

HNO 2 - acid azotat

NH3 - amoniac

NO - oxid nitric (II)

Aldehide, alcooli,

acizi formic și oxalic,

Catod de electroliză

Halogeni

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

K2CrO4

HNO3-acid azotic

H 2 O 2 - peroxid de hidrogen

О 3 - ozon, О 2

H2S04 (conc.), H2S eO4

CuO, Ag20, PbO2

Ioni de metale nobile

(Ag +, Au 3+)

FeCl 3

Hipocloriti, clorati si perclorati

"Acva regia"

Anod de electroliză

Anexa # 2

Algoritm pentru întocmirea ecuațiilor chimice folosind metoda echilibrului electronic:

1. Realizați o diagramă a reacției.

2. Determinați starea de oxidare a elementelor din reactivi și produși de reacție.

Tine minte!

Starea de oxidare a substanțelor simple este 0;

Starea de oxidare a metalelor din compuși este

numărul de grup al acestor metale (pentrueu - III grupuri).

Starea de oxidare a atomului de oxigen în

conexiunile sunt de obicei egale cu - 2, cu excepția H2O2-1 și ОF2.

Starea de oxidare a atomului de hidrogen în

conexiunile este de obicei +1, cu excepția MeH (hidruri).

Suma algebrică a stărilor de oxidare

elementele din conexiuni este 0.

3. Stabiliți dacă reacția este o reacție redox sau se desfășoară fără a modifica stările de oxidare ale elementelor.

4. Subliniați elementele ale căror stări de oxidare se modifică.

5. Realizați ecuații electronice ale proceselor de oxidare și reducere.

6. Determinați ce element este oxidat (starea de oxidare crește) și care element este redus (starea de oxidare scade) în timpul reacției.

7. În partea stângă a diagramei, utilizați săgețile pentru a desemna procesul de oxidare (deplasarea electronilor din atomul elementului) și procesul de reducere (deplasarea electronilor către atomul elementului)

8. Determinați agentul reducător și agentul oxidant.

9. Echilibrează numărul de electroni dintre agentul oxidant și agentul reducător.

10. Determinați coeficienții agentului oxidant și reductorului, produșilor de oxidare și reducere.

11. Notați coeficientul în fața formulei substanței care determină mediul soluției.

12. Verificați ecuația reacției.

Anexa 3

Autostudiu pentru a testa cunoștințele

Opțiunea 1

1. Introduceți starea de oxidare a elementelor din compuși, ale căror formule sunt IBr, TeCl 4, SeF e, NF 3, CS 2.

2. În următoarele scheme de reacție, indicați starea de oxidare a fiecărui element și aranjați coeficienții folosind metoda echilibrului electronic:

1) F2 + Xe → XeF6 3) Na + Br2 → NaBr

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

Opțiunea 2

1.Puneți starea de oxidare a elementelor din compușii: H 2 S O 4, HCN, HN O 2, PC1 3

2. Adăugați ecuațiile pentru reacțiile de oxidare-reducere:

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

Indicați stările de oxidare ale elementelor din produsele obținute.

Opțiunea 3

1. Setați starea de oxidare în compușii, ale căror formule sunt XeF 4, CC 1 4, PC1 b, SnS 2.

2. Notaţi ecuaţiile reacţiei: a) dizolvarea magneziului într-o soluţie de acid sulfuric; b) interacţiunea soluţiei de bromură de sodiu cu clorul. Care element este oxidat și care este redus?

Opțiunea 4

1. Alcătuiţi formulele următorilor compuşi: a) nitrură de litiu (compuşi de litiu cu azot); b) sulfură de aluminiu (compuși ai aluminiului cu sulf); c) fluorură de fosfor, în care elementul electropozitiv prezintă starea de oxidare maximă.

2. Scrieţi ecuaţiile reacţiei: a) iodură de magneziu cu brom; b) dizolvarea magneziului într-o soluție de acid bromhidric. Indicați ce este în fiecare caz un agent oxidant și ce este un agent reducător.

Opțiunea 5

1. Alcătuiţi formulele următorilor compuşi: a) fluor cu xenon; b) beriliu cu carbon, în care elementul electropozitiv prezintă starea de oxidare maximă.

2. Plasați coeficienții folosind metoda balanței electronice în următoarele scheme:

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

2) MnS + HN O 3 ( Sfârșit .) → MnS O 4 + N O 2 + H 2 O

Opțiunea 6

1. Precizați starea de oxidare a fiecărui element din compușii cu formula care sunt Na 2 O 3 S, JFC 3, NaCIO, Na 2 Cr O 4, N N 4 ClO 4, BaMn O 4.

2. Scrieţi ecuaţiile reacţiei: a) iodură de litiu cu clorul; b) litiu cu acid clorhidric. Se notează stările de oxidare ale tuturor elementelor și coeficienții conform metodei echilibrului electronic.

Opțiunea 7

1. Calculați stările de oxidare ale manganului, cromului și azotului în compuși, ale căror formule sunt KMnO 4, Na 2 Cr 2 O 7, NH 4 N O 3.

2. Introduceți stările de oxidare ale fiecărui element și plasați coeficienții folosind metoda echilibrului electronic în diagramele următoare:

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

Opțiunea 8

1. Care este starea de oxidare a carbonului din monoxidul de carbon (IV) și se modifică

Tema lecției: Reacții redox.

Scopul lecției: Generalizarea, sistematizarea și extinderea cunoștințelor studenților despre reacțiile redox, cei mai importanți oxidanți și produși ai reducerii acestora.

Sarcini:

Consolidarea capacității de determinare a stărilor de oxidare ale elementelor, agent oxidant și agent reducător, stabilirea coeficienților prin metoda balanței electronice.

Îmbunătățiți capacitatea de a determina proprietățile redox ale substanțelor, de a prezice produsele de reacție în funcție de activitatea metalelor, de concentrația de acizi și de reacția mediului de soluție.

Dezvoltarea capacității de a elabora ecuații pentru reacțiile chimice care au loc în diverse medii folosind compuși de mangan ca exemplu.

Arătați diversitatea și importanța OVR în natură și viața de zi cu zi.

Continuați pregătirea pentru examenul la chimie.

În timpul orelor

1. Moment organizatoric

O zi buna! Să aveți o dispoziție bună!

Tema lecției noastre: „Oxidare - reacții de reducere” (Prezentare. Slide 1)

Reacțiile redox sunt printre cele mai comune reacții chimice și sunt de mare importanță în teorie și practică. Cele mai importante procese de pe planetă sunt asociate cu acest tip de reacție chimică. Omenirea a folosit de mult timp OVR, la început neînțelegându-le esența. Abia la începutul secolului al XX-lea a fost creată teoria electronică a proceselor redox. În lecție, va trebui să vă amintiți principalele prevederi ale acestei teorii, metoda echilibrului electronic, să învățați cum să elaborați ecuații pentru reacțiile chimice care au loc în soluții și să aflați de ce depinde mecanismul unor astfel de reacții.

2. Repetarea și generalizarea materialului studiat anterior

Pentru tine, subiectul OVR nu este nou, se desfășoară ca un fir roșu pe tot parcursul cursului de chimie. Prin urmare, îmi propun să repet câteva concepte și abilități pe această temă.

Prima întrebare este: "Care este starea de oxidare?" Fără acest concept și capacitatea de a aranja stările de oxidare ale elementelor chimice, nu este posibil să luăm în considerare acest subiect.

/ Stare de oxidare Este sarcina condiționată a unui atom al unui element chimic dintr-un compus, calculată pe baza ipotezei că toți compușii constau numai din ioni. Starea de oxidare poate fi pozitivă, negativă sau zero, în funcție de natura compușilor corespunzători.

Unele elemente au stări de oxidare constante, în timp ce altele sunt variabile.

De exemplu, metalele alcaline sunt clasificate ca elemente cu o stare de oxidare pozitivă constantă: Li +1, Na +1, K +1, Rb +1, Cs +1, Fr +1, următoarele elemente din grupa II a sistemului periodic : Fi +2, Mg + 2, Ca +2, Sr +2, Ba +2, Ra +2, Zn +2, precum și un element al grupului III A - A1 +3 și alții. Metalele din compuși au întotdeauna o stare de oxidare pozitivă.

Dintre nemetale, F. are o stare de oxidare negativă permanentă (-1).

În substanțele simple formate din atomi de metal sau nemetal, starea de oxidare a elementelor este egală cu zero, de exemplu: Na °, Al °, Fe °, H 2 0, D 2 0, F 2 0, Cl 0 2, Br 20.

Pentru hidrogen, stările de oxidare sunt caracteristice: +1 (H 2 0), -1 (NaH).

Oxigenul se caracterizează prin stări de oxidare: -2 (H 2 0), -1 (H 2 O 2), +2 (OF 2).

Trebuie amintit că, în ansamblu, molecula este neutră din punct de vedere electric, prin urmare, în orice moleculă, suma algebrică a stărilor de oxidare este zero, iar într-un ion complex, sarcina ionului.

De exemplu, să calculăm starea de oxidare a cromului în dicromat de potasiu K 2 Cr 2 O 7.

Starea de oxidare a potasiului este +1, oxigenul este -2.

Să numărăm numărul de sarcini negative: 7 (-2) = -14

Numărul de sarcini pozitive ar trebui să fie + 14. Potasiul are două sarcini pozitive, prin urmare, cromul are 12.

Deoarece există doi atomi de crom în formulă, împărțim 12 la doi: 12: 2 = 6.

6 este starea de oxidare a cromului.

Verificați: suma algebrică a stărilor de oxidare pozitive și negative ale elementelor este zero, molecula este neutră din punct de vedere electric.

Lucrare independentă nr. 1 pe harta instrucțională: folosind informațiile furnizate, se calculează stările de oxidare ale elementelor din compuși: MnO 2, H 2 SO 4, K 2 SO 3, H 2 S, KMnO 4.

Ce sunt reacțiile redox din punctul de vedere al conceptului de „stare de oxidare a elementelor chimice”? (diapozitivul 2)

/ Reacții redox- sunt reacții în care procesele de oxidare și reducere au loc simultan și, de regulă, se modifică stările de oxidare ale elementelor. /

Să luăm în considerare procesul folosind exemplul interacțiunii zincului cu acid sulfuric diluat:

Această ecuație folosește metoda echilibrului electronic. Metoda se bazează pe compararea stărilor de oxidare ale atomilor din materiile prime și produșii de reacție. Principala cerință la elaborarea ecuațiilor prin această metodă: numărul de electroni donați trebuie să fie egal cu numărul de electroni primiți.

Reacțiile redox sunt reacții în care electronii sunt transferați de la un atom, moleculă sau ion la altul.

Oxidarea este procesul de donare de electroni, iar starea de oxidare crește.

Reducerea este procesul de atașare a electronilor, în timp ce starea de oxidare scade.

Atomii, moleculele sau ionii care donează electroni sunt oxidați; sunt agenți reducători.
Atomii, ionii sau moleculele care acceptă electroni sunt reduse; sunt agenți oxidanți.

Oxidarea este întotdeauna însoțită de reducere; reducerea este asociată cu oxidarea.

Reacții de oxidare - reducere - unitatea a două procese opuse: oxidarea și reducerea.

Lucrare independentă nr. 2 pe harta instructivă: folosind metoda echilibrului electronic, găsiți și puneți coeficienții în următoarea schemă de reacție redox:

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)

Totuși, a învăța să găsești coeficienții în OVR nu înseamnă să știi cum să-i compun. Este necesar să se cunoască comportamentul substanțelor din OVR, să se asigure cursul reacțiilor, să se determine compoziția produselor rezultate, în funcție de condițiile de reacție.

Pentru a înțelege în ce cazuri elementele se comportă ca agenți oxidanți și în care - ca agenți reducători, este necesar să ne referim la sistemul periodic al lui D.I. Mendeleev. Dacă vorbim de substanțe simple, atunci proprietățile reducătoare ar trebui să fie inerente acelor elemente care au o rază atomică mai mare în comparație cu restul și un număr mic (1 - 3) de electroni la nivelul energiei externe. Prin urmare, le pot oferi relativ ușor. Acestea sunt în principal metale. Cele mai puternice proprietăți reducătoare ale acestora au metalele alcaline și alcalino-pământoase sunt situate în subgrupele majore I și II (de exemplu, sodiu, potasiu, calciu etc.).

Cele mai comune nemetale având o structură apropiată de un strat electronic extern apropiat și o rază atomică considerabil mai mică în comparație cu metalele din aceeași perioadă acceptă destul de ușor electronii și se comportă în reacții redox, cum ar fi oxidanții. Cei mai puternici agenți oxidanți sunt elementele ușoare ale principalelor subgrupe VI - VII ale grupelor, de exemplu, fluor, clor, brom, oxigen, sulf etc.

În același timp, trebuie amintit că împărțirea substanțelor simple în agenți oxidanți și agenți reducători este la fel de relativă ca și împărțirea în metale și nemetale. Dacă nemetalele intră într-un mediu în care este prezent un agent oxidant mai puternic, ele pot prezenta proprietăți reducătoare. Elementele în diferite stări de oxidare se pot comporta diferit.

Dacă un element are cea mai mare stare de oxidare, atunci poate fi doar un agent oxidant. De exemplu, în HN +5 O 3, azotul în starea + 5 poate fi doar un agent de oxidare și poate accepta electroni.

Numai un agent reducător poate fi un element în starea cea mai scăzută de oxidare. De exemplu, în N -3 H 3, azotul în starea -3 poate dona electroni, adică. este un agent reducător.

Elementele aflate în stări pozitive intermediare de oxidare pot dona și primi electroni și, prin urmare, sunt capabile să se comporte ca agenți oxidanți sau reducători, în funcție de condiții. De exemplu, N +3, S +4. Intrând într-un mediu cu un agent oxidant puternic, aceștia se comportă ca agenți reducători. În schimb, într-un mediu reducător, se comportă ca agenți oxidanți.

În funcție de proprietățile redox, substanțele pot fi împărțite în trei grupe:

oxidanți

reductoare

agenţi oxidanţi – agenţi reducători

Lucrare independentă nr. 3 pe harta instructivă: în care dintre schemele date ale ecuațiilor de reacție MnO 2 prezintă proprietățile unui agent oxidant și în care - proprietățile unui agent reducător:

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

Mn02 + 4HCI = MnCl2 + CI2 + 2H20 (MnO 2 - agent oxidant)

3. Aprofundarea și extinderea cunoștințelor

Cei mai importanți oxidanți și produși ai reducerii lor

1. Acid sulfuric - H 2 ASA DE 4 este un agent oxidant

A) Ecuația interacțiunii zincului cu Н 2 SO 4 diluat (diapozitivul 3)

Ce ion este un agent oxidant în această reacție? (H +)

Produsul reducerii cu un metal, care se clasează în domeniul de tensiune până la hidrogen, este H2.

B) Luați în considerare o altă reacție - interacțiunea zincului cu H2SO4 concentrat (diapozitivul 4)

Ce atomi schimbă starea de oxidare? (zinc si sulf)

Acidul sulfuric concentrat (98%) conține 2% apă, iar sarea se obține în soluție. De fapt, ionii sulfat sunt implicați în reacție. Produsul de reducere este hidrogen sulfurat.

În funcție de activitatea metalului, produșii de reducere ai H 2 SO 4 concentrat sunt diferiți: H 2 S, S, SO 2.

2. Un alt acid - nitric - este, de asemenea, un agent oxidant datorat nitratului - NO ion 3 - . Capacitatea de oxidare a ionului de azotat este mult mai mare decât ionul H +, iar ionul de hidrogen nu este redus la un atom, prin urmare, atunci când acidul azotic interacționează cu metalele, hidrogenul nu este niciodată eliberat, dar se formează diverși compuși de azot. Depinde de concentrația acidului și de activitatea metalului. Acidul azotic diluat este redus mai profund decât acidul azotic concentrat (pentru același metal) (diapozitivul 6)

Diagramele arată produsele, al căror conținut este cel mai mare dintre produșii posibili de reducere a acidului.

Aurul și platina nu reacționează cu HNO 3, dar aceste metale se dizolvă în aqua regia - un amestec de acizi clorhidric și azot concentrați într-un raport de 3: 1.

Au + 3HCI (conc.) + HNO3 (conc.) = AuCI3 + NO + 2H2O

3. Cel mai puternic agent oxidant dintre substanțele simple este fluorul. Dar este prea activ și greu să te eliberezi. Prin urmare, în laboratoare, se folosesc permanganat de potasiu KMnO 4 . Capacitatea sa de oxidare depinde de concentrația soluției, de temperatură și de mediu.

Crearea unei situații problematice: Pregăteam o soluție de permanganat de potasiu („permanganat de potasiu”) pentru lecție, am vărsat un pahar cu soluția și mi-am pătat stratul chimic preferat. Sugerați (după ce ați făcut un experiment de laborator) o substanță care poate fi folosită pentru curățarea halatului.

Reacțiile de oxidare - reducere pot avea loc într-o varietate de medii. În funcție de mediu, natura reacției dintre aceleași substanțe se poate modifica: mediul afectează modificarea stărilor de oxidare ale atomilor.

De obicei, se adaugă acid sulfuric pentru a crea un mediu acid. Sarea și azotul sunt folosite mai rar, deoarece primul este capabil să se oxideze, iar al doilea în sine este un agent oxidant puternic și poate provoca procese secundare. Pentru a crea un mediu alcalin, se folosește hidroxid de potasiu sau de sodiu, neutru - apă.

Experienta de laborator:(reguli TB)

Patru eprubete numerotate sunt umplute cu 1-2 ml de soluție diluată de permanganat de potasiu. Adăugați câteva picături de soluție de acid sulfuric în primul tub, apă în al doilea, hidroxid de potasiu în al treilea și lăsați al patrulea tub ca control. Apoi turnați soluția de sulfit de sodiu în primele trei eprubete, agitând ușor. Verifică. Cum se schimbă culoarea soluției în fiecare tub. (diapozitivele 7, 8)

Rezultatele experimentului de laborator:

Produse de reducere a KMnO 4 (MnO 4 -):

într-un mediu acid - Mn +2 (sare), soluție incoloră;

în mediu neutru - MnO 2, sediment brun;

într-un mediu alcalin - MnO 4 2-, soluţie verde. (diapozitivul 9,)

La schemele de reacție:

KMnO4 + Na2SO3+ H 2 ASA DE 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

KMnO4 + Na2SO3+ H 2 O→ MnO 2 ↓ + Na 2 SO 4 + KOH

KMnO4 + Na2SO3+ LAOH→ Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

Alegeți coeficienții folosind metoda echilibrului electronic. Specificați oxidantul și reductorul (diapozitivul 10)

(Temă pe mai multe niveluri: cursanții puternici notează singuri produsele de reacție)

Ați făcut un experiment de laborator, sugerați o substanță cu care puteți curăța halatul.

Experiență demonstrativă:

Petele dintr-o soluție de permanganat de potasiu sunt îndepărtate rapid cu o soluție de peroxid de hidrogen acidificat cu acid acetic:

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

Petele vechi de permanganat de potasiu conțin oxid de mangan (IV), așa că va avea loc o altă reacție:

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

După îndepărtarea petelor, bucata de pânză trebuie clătită cu apă.

Semnificația reacțiilor redox

Este imposibil să luați în considerare toată varietatea de reacții redox într-o singură lecție. Dar importanța lor în chimie, tehnologie și viața umană de zi cu zi poate fi cu greu supraestimată.

Student: Reacțiile redox stau la baza producției de metale și aliaje, hidrogen și halogeni, alcalii și medicamente.

Funcționarea membranelor biologice și multe procese naturale sunt asociate cu reacții redox: metabolism, fermentație, respirație, fotosinteză. Fără a înțelege esența și mecanismele reacțiilor redox, este imposibil să ne imaginăm funcționarea surselor de curent chimic (acumulatoare și baterii), obținerea de acoperiri de protecție și prelucrarea virtuoasă a suprafețelor metalice ale produselor.

În scopuri de albire și dezinfecție, sunt utilizate proprietățile oxidante ale unor agenți bine-cunoscuti precum peroxidul de hidrogen, permanganatul de potasiu, clorul și clorul sau înălbitorul, varul.

Clorul ca oxidant puternic este folosit pentru sterilizarea apei curate și dezinfectarea apei uzate.

4. Consolidarea materialului studiat

Test :

Într-un mediu acid, KMnO4 se reduce la:

H2SO4 concentrat pasivează la temperatura ambiantă:
HNO3 concentrat nu reacționează cu metalul:
HNO 3 diluat cu metale active se reduce la:
Care produs de reducere a KMnO 4 lipsește: 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH

(verificarea reciprocă a testelor în perechi)

5. Tema pentru acasă

Folosind diagramele date în lecție, completați ecuațiile de reacție și aranjați coeficienții în ele folosind metoda balanței electronice:

AI + H2S04 (conc.) →

Ag + HNO3 (conc.) →

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

6. Rezumând lecția

Fișă de instrucție

eu ... Repetarea și generalizarea materialului studiat anterior

Exercitiul 1: Calculați stările de oxidare ale elementelor din compuși:

MnO 2 , H 2 ASA DE 4 , K 2 ASA DE 3 , H 2 S, KMnO 4 .

Sarcina 2: Folosind metoda echilibrului electronic, găsiți și stabiliți coeficienții în următoarea schemă de reacție redox:

MnO 2 + H 2 ASA DE 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O

Sarcina 3:În care dintre schemele date ale ecuațiilor de reacție, MnO 2 prezintă proprietățile unui agent oxidant și în care - proprietățile unui agent reducător:

A) 2 MnO 2 + O 2 + 4 KOH = 2 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O B) MnO 2 + 4 HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2 H 2 O

II ... Aprofundarea și extinderea cunoștințelor:

Experiență de laborator: (Respectați regulamentele TB)

Observați cum se schimbă culoarea soluției în fiecare tub:

1 tub -

2 eprubete -

3 eprubete -

4 tuburi - control

Exercițiu: La schemele de reacție:

KMnO 4 + Na 2 ASA DE 3 + H 2 ASA DE 4 →MnSO 4 + Na 2 ASA DE 4 + K 2 ASA DE 4 + H 2 O

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

KMnO 4 + Na 2 ASA DE 3 + LAOH →N / A 2 ASA DE 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

Alegeți coeficienții folosind metoda echilibrului electronic. Indicați agentul oxidant și agentul reducător.

III ... Consolidarea materialului studiat

Test:

1.Într-un mediu acidKMnO 4 se recuperează la:

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

2.ConcentratH 2 ASA DE 4 la temperatura normala pasiveaza:

A) Zn B) Cu C) AI

3.ConcentratHNO 3 nu reactioneaza cu metalul:

A) Ca B) Au C) Mg

4.DiluatHNO 3 cu metale active se reduce la:

A) NU B) N 2 C) N 2 O

5. Care este produsul de recuperareKMnO 4 ratat:

2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH

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

Scorul testului (pe baza evaluării de către colegi)

IV ... Teme pentru acasă

Folosind diagramele date în lecție, completați ecuațiile de reacție și plasați în ele coeficienții:

1.AI + H2S04 (conc.) →

2. Ag + HNO3 (conc.) →

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

Stare de oxidare

Proprietățile redox ale substanțelor

Tipuri de reacții de oxidare-reducere

Direcția reacțiilor redox

Reacțiile redox le includ pe cele care sunt însoțite de mișcarea electronilor de la o particulă la alta. Când se iau în considerare regularitățile cursului reacțiilor redox, se utilizează conceptul de stare de oxidare.

1. Stare de oxidare

Concept starea de oxidare introduse pentru a caracteriza starea elementelor în conexiuni. Starea de oxidare este înțeleasă ca sarcina condiționată a unui atom dintr-un compus, calculată din ipoteza că compusul este format din ioni... Starea de oxidare este indicată printr-o cifră arabă cu semnul plus atunci când electronii sunt deplasați de la un atom dat la un alt atom și printr-un semn minus când electronii sunt deplasați în direcția opusă. O cifră cu semnul „+” sau „-” este plasată deasupra simbolului elementului. Starea de oxidare indică starea de oxidare a atomului și este doar o formă convenabilă pentru luarea în considerare a transferului de electroni: nu trebuie considerată nici sarcina efectivă a atomului din moleculă (de exemplu, în molecula LiF, sarcinile efective Li și F sunt respectiv + 0,89 și -0, 89, în timp ce stările de oxidare sunt +1 și -1), nici ca valența elementului (de exemplu, în compușii CH 4, CH 3 OH, HCOOH, CO 2, valenţa carbonului este 4, iar stările de oxidare sunt, respectiv, -4, -2, + 2, +4). Valorile numerice ale stării de valență și de oxidare pot coincide în valoare absolută numai atunci când se formează compuși cu structură ionică.

La determinarea stării de oxidare se folosesc următoarele reguli:

Atomii elementelor care se află în stare liberă sau sub formă de molecule de substanțe simple au o stare de oxidare egală cu zero, de exemplu, Fe, Cu, H 2, N 2 etc.

Starea de oxidare a unui element sub forma unui ion monoatomic într-un compus cu structură ionică este egală cu sarcina unui ion dat,

1 -1 +2 -2 +3 -1

de exemplu, NaCI, Cu S, AlF3.

Hidrogenul din majoritatea compușilor are o stare de oxidare de +1, cu excepția hidrurilor metalice (NaH, LiH), în care starea de oxidare a hidrogenului este -1.

Cea mai frecventă stare de oxidare a oxigenului în compuși este -2, cu excepția peroxizilor (Na 2 O 2, H 2 O 2), în care starea de oxidare a oxigenului este –1 și F 2 O, în care starea de oxidare de oxigen este +2.

Pentru elementele cu stare de oxidare variabilă, valoarea acesteia poate fi calculată cunoscând formula compusului și ținând cont de faptul că suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor elementelor dintr-o moleculă neutră este zero. Într-un ion complex, această sumă este egală cu sarcina ionului. De exemplu, starea de oxidare a atomului de clor din molecula de HClO 4, calculată pe baza încărcăturii totale a moleculei = 0, unde x este starea de oxidare a atomului de clor), este +7. Starea de oxidare a atomului de sulf din ionul (SO 4) 2- [x + 4 (-2) = -2] este +6.

2. Proprietățile redox ale substanțelor

Orice reacție redox constă în procese de oxidare și reducere. Oxidare - este procesul de cedare a electronilor de către un atom, un ion sau o moleculă de reactiv. Substanțe care emană electronii lor în timpul reacției și oxidează în același timp, ei numesc agenţi reducători.

Recuperarea este procesul de acceptare a electronilor de către un atom, ion sau moleculă de reactiv.

Substanțele care acceptă electroni și sunt reduse în același timp se numesc agenți oxidanți.

Reacțiile de oxidare-reducere decurg întotdeauna ca un singur proces, numit reactie redox. De exemplu, atunci când metalul zinc interacționează cu ionii de cupru agent de reducere(Zn) își donează electronii oxidant- ioni de cupru (Cu 2+):

Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu

Cuprul este eliberat pe suprafața zincului, iar ionii de zinc trec în soluție.

Proprietățile redox ale elementelor sunt asociate cu structura atomilor lor și sunt determinate de poziția în sistemul periodic al D.I. Mendeleev. Capacitatea de reducere a elementului se datorează legăturii slabe a electronilor de valență cu nucleul. Atomii de metal care conțin un număr mic de electroni la nivelul energiei externe sunt predispuși să renunțe, adică. se oxidează ușor, jucând rolul de agenți reducători. Cei mai puternici agenți reducători sunt metalele cele mai active.

Criteriul pentru activitatea redox a elementelor poate fi valoarea lor electronegativitate relativă: cu cât este mai mare, cu atât capacitatea de oxidare a elementului este mai pronunțată, iar cu cât este mai mică, cu atât activitatea sa reducătoare este mai strălucitoare. Atomii nemetalelor (de exemplu, F, O) au o valoare mare a afinității electronice și a electronegativității relative; acceptă cu ușurință electronii, de exemplu. sunt agenți oxidanți.

Proprietățile redox ale unui element depind de starea sa de oxidare. Se distinge același element stări de oxidare inferioare, superioare și intermediare.

Ca exemplu, luați în considerare sulful S și compușii săi H2S, SO2 și SO3. Relația dintre structura electronică a atomului de sulf și proprietățile sale redox în acești compuși este prezentată clar în Tabelul 3.1.

În molecula de H2S, atomul de sulf are o configurație stabilă de octet a nivelului de energie externă 3s 2 3p 6 și, prin urmare, nu mai poate atașa electroni, ci îi poate dona.

Starea unui atom în care nu mai poate accepta electroni se numește cea mai joasă stare de oxidare.

În cea mai scăzută stare de oxidare, atomul își pierde capacitatea de oxidare și poate fi doar un agent reducător.

Tabelul 1.

Formula substanței	Formula electronica	Proprietăți redox
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6	–2 ; - 6 ; - 8 agent de reducere
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4	+ 2 agent oxidant	–4 ; - 6 agent de reducere
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p o	+ 4 ; + 6 agent oxidant	-2 agent de reducere
	1s 2 2s 2 2p 6 3s sau 3p 0	+ 2 ; + 6 ; + 8 agent oxidant

În molecula de SO3, toți electronii exteriori ai atomului de sulf sunt deplasați către atomii de oxigen. În consecință, în acest caz, atomul de sulf poate accepta doar electroni, prezentând proprietăți oxidante.

Starea unui atom în care a renunțat la toți electronii de valență se numește cea mai înaltă stare de oxidare. Un atom în cea mai mare stare de oxidare nu poate fi decât un agent de oxidare.

În molecula de SO 2 și sulful elementar S, atomul de sulf este situat în stări intermediare de oxidare, adică, având electroni de valență, un atom îi poate da, dar, neavând un complet R - subnivel, poate și accepta electroni înainte de finalizarea acestuia.

Un atom al unui element cu o stare intermediară de oxidare poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare, care sunt determinate de rolul său într-o anumită reacție.

Deci, de exemplu, rolul sulfitului - anion SO în următoarele reacții este diferită:

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)

În reacția (1) anionul sulfit SO în prezenţa unui oxidant puternic, KMnO 4 joacă rolul de agent reducător; în reacția (2) anion sulfit SO - un agent oxidant, deoarece H2S poate prezenta doar proprietăți reducătoare.

Astfel, printre substanțele complexe restauratori poate:

1. Substanțe simple, ale căror atomi au valori scăzute ale energiei de ionizare și electronegativității (în special, metale).

2. Substanțe complexe care conțin atomi în cele mai scăzute stări de oxidare:

H Cl, H 2 S,N H 3

Na 2 S O 3, Fe CI2, Sn(NU 3) 2.

Agenti oxidanti poate:

1. Substanțele simple ai căror atomi au valori mari ale afinității electronice și electronegativității sunt nemetale.

2. Substante complexe care contin atomi in cele mai inalte stari de oxidare: +7 +6 +7

K Mn O4, K2 Cr 207, HCI04.

3. Substanțe complexe care conțin atomi în stări intermediare de oxidare:

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

Motto-ul lecției: „Cineva pierde și cineva găsește...”

Obiectivele lecției:
Educational:
să consolideze conceptele de „stare de oxidare”, procesele de „oxidare”, „reducere”;
să consolideze abilitățile de întocmire a ecuațiilor reacțiilor redox folosind metoda balanței electronice;
învață să prezică produsele reacțiilor redox.
În curs de dezvoltare:
Continuați dezvoltarea gândirii logice, capacitatea de a observa, analiza și compara, de a găsi relații cauză-efect, de a trage concluzii, de a lucra cu algoritmi și de a forma interes pentru subiect.
Educational:
Pentru a forma viziunea științifică a studenților; îmbunătățirea abilităților de muncă;
să înveți să asculți profesorul și colegii tăi, să fii atent la tine și la ceilalți, să te evaluezi pe tine și pe alții, să conduci o conversație.

I. Moment organizatoric

Se anunță tema lecției, se fundamentează relevanța acestei teme și legătura ei cu viața. Procesele redox sunt printre cele mai comune reacții chimice și sunt de mare importanță în teorie și practică. Ele sunt asociate cu procesele metabolice care au loc într-un organism viu, descompunerea și fermentația, fotosinteza. Procesele redox însoțesc circulația substanțelor în natură. Ele pot fi observate în timpul arderii combustibilului, în procesele de coroziune a metalelor, în timpul electrolizei și topirii metalelor. Cu ajutorul lor se obțin alcalii, acizi și alte produse valoroase.
Reacțiile redox sunt baza pentru conversia energiei substanțelor chimice care interacționează în energie electrică în celulele galvanice și de combustibil. Omenirea a folosit de mult timp OVR, la început neînțelegându-le esența. Abia la începutul secolului al XX-lea a fost creată teoria electronică a proceselor redox. În lecție, va trebui să vă amintiți principalele prevederi ale acestei teorii, precum și să învățați cum să elaborați ecuații pentru reacțiile chimice care au loc în soluții și să aflați de ce depinde mecanismul unor astfel de reacții.
II. Repetarea și generalizarea materialului studiat anterior
1. Stare de oxidare.
Organizarea unei conversații care vizează actualizarea cunoștințelor de bază despre starea de oxidare și regulile de determinare a acesteia, pe următoarele aspecte:
- Ce este electronegativitatea?
- Care este starea de oxidare?
- Poate fi starea de oxidare a unui element zero? In ce cazuri?
- Care este cea mai frecventă stare de oxidare a oxigenului în compuși?
- Amintiți-vă de excepții.
- Care este starea de oxidare a metalelor în compușii polari și ionici?
Pe baza rezultatelor conversației se formulează regulile de determinare a stărilor de oxidare
Pentru consolidarea regulilor formulate, se propune determinarea stării de oxidare a elementelor din compuși:
H2SO4, H2, H2SO3, HCIO4, Ba, KMnO4, AI2 (SO4) 3, HNO3, Ba (NO3) 2, HCN, K4, NH3, (HN4) 2SO4.
Această sarcină cu răspunsuri selective este utilizată pentru întrebări frontale orale.
2. Procese de oxidare și reducere. Reacții redox.
În timpul conversației, cunoștințele despre procesele redox sunt actualizate.
Indicați tipul de reacție chimică în dreapta. Aranjați coeficienții după cum este necesar. Dacă s.o. elementele înainte și după schimbarea reacției, apoi în stânga scrieți cuvântul „da”, dacă nu se schimbă, atunci scrieți cuvântul „nu”.
Opțiunea I:
Hg + S → Hg S
NaNO3 → NaNO2 + O2
CuSO4 + NaOH → Na 2SO4 + Cu (OH) 2
Opțiunea II:
Al (OH) 3 → Al 2O3 + H2O
H2O + P2O5 → H3PO4
Fe + HCl → FeCl2 + H2
Toate tipurile de muncă sunt verificate împreună cu clasa. Ecuațiile reacțiilor chimice rămân pe tablă, iar apoi clasa este invitată să răspundă la întrebările:
1) Există o modificare a stărilor de oxidare ale elementelor chimice în toate cazurile? (Nu).
2) Depinde de tipul reacțiilor chimice în ceea ce privește numărul de reactivi și produși de reacție? (Nu).
Se sugerează întrebări:
- Cum se numește procesul de recuperare?
- Cum se schimbă starea de oxidare a unui element în timpul reducerii?
- Ce este oxidarea?
- Cum se schimbă starea de oxidare a unui element în timpul oxidării?
- Dați o definiție conceptelor „agent oxidant” și „agent reducător”.
Dintr-un punct de vedere modern, o schimbare a stării de oxidare este asociată cu tragerea sau mișcarea electronilor. Prin urmare, alături de cele de mai sus, se poate da o altă definiție: acestea sunt reacții în care are loc trecerea electronilor de la un atom, moleculă sau ion la altul.
Concluzionăm: „Care este esența OVR?”
Reacțiile redox reprezintă unitatea a două procese opuse - oxidarea și reducerea. În aceste reacții, numărul de electroni donați de agenții reducători este egal cu numărul de electroni donați de agenții oxidanți. În acest caz, indiferent dacă electronii se transferă de la un atom la altul complet sau doar parțial, sunt atrași de unul dintre atomi, în mod convențional ei vorbesc doar despre recul sau atașarea electronilor. De aceea s-a ales motto-ul lecției: „Cineva pierde, iar cineva găsește...”
3. Funcțiile conexiunilor în OVR.
1. După ce s-a calculat starea de oxidare a elementelor, demonstrați că aceste substanțe prezintă proprietăți de agenți oxidanți.
CI2, HCIO4, H2S04, KMnO4, SO2
2. Calculați stările de oxidare ale elementelor, demonstrați că aceste substanțe prezintă proprietăți de agenți reducători:
HCI, NH3, H2S, K, S02
Ca urmare a acestei lucrări, studenții formează regulile pentru determinarea funcției conexiunii în OVR:
1. Dacă un element prezintă o stare de oxidare mai mare într-un compus, atunci acest compus poate fi doar un agent de oxidare.
2. Dacă un element prezintă o stare de oxidare mai scăzută într-un compus, atunci acest compus poate fi un agent reducător
Rezolvarea problemelor problematice:
- Poate aceeași substanță să fie atât agent oxidant, cât și agent reducător?
- Poate unul și același element să prezinte proprietățile atât ale unui agent oxidant, cât și ale unui agent reducător?
Formularea celei de-a treia reguli.
3. Dacă un element prezintă o stare intermediară de oxidare într-un compus, atunci acest compus poate fi atât un agent reducător, cât și un agent oxidant.

III. Aranjarea coeficienților în ecuațiile OVR prin metoda balanței electronice.

Exersarea abilităților de determinare a gradului de oxidare, întocmirea schemelor de reacții redox folosind metoda echilibrului electronic (lucru la tablă și în caiete) cu dezvoltarea abilităților de raționament și analiză prin comentariile răspunsurilor elevilor.
Folosind metoda echilibrului electronic, selectați coeficienții din schemele reacțiilor redox și indicați procesul de oxidare și reducere:
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

Întrebări din partea C (C1) Examenul de stat unificat KIMov:

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

NaNO3 + NaI + H2SO4 → NO + I2 +… +…

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

Verificare - un studiu frontal, clarificarea semnelor reacțiilor redox.
Întrebări din partea B (B2) a examenului de stat unificat KIMov:
Stabiliți o corespondență între ecuația reacției și schimbarea stării de oxidare a agentului de oxidare în această reacție:

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

Ecuația reacției Modificarea stării de oxidare a agentului oxidant

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
Stabiliți o corespondență între ecuația reacției și o substanță care este un agent reducător în această reacție
Ecuația reacției Agent reducător
A) NO + N02 + H20 = 2HN02 1) N02
B) S02 + 2H2S = 3S + 2H20 2) H2S
Br2 + S02 + 2H20 = 2HBr + H2SO4 3) Br2
D) 2KI + Br2 = 2KBg + I2 4) S02
5) NU
6) KI
IV. Etapa de consolidare a cunoștințelor (se încheie cu un test).
Test
1) Care este cea mai scăzută stare de oxidare a sulfului?
a) –6; b) –4; în 2; d) 0; e) +6.

2) Care este starea de oxidare a fosforului în compusul Mg3P2?
a) +3; b) +5; c) 0; d) –2; e) –3.

3) Ce elemente au o stare de oxidare constantă de +1?
a) Hidrogen; b) litiu; c) cupru;
d) magneziu; e) seleniu.

4) Care este cea mai mare stare de oxidare a manganului?
a) –1; b) 0; c) +7; d) +4; e) +6.

5) Care este starea de oxidare a clorului în compusul Ca (ClO) 2?
a) +2; b) +1; c) 0; d) –1; D 2.

6) Care dintre următoarele substanțe pot fi doar agenți oxidanți?
a) NH3; b) Br2; c) KCl03; d) Fe; e) HNO3.

7) Cum se numește procesul prezentat mai jos și câți electroni sunt implicați în el?

a) restaurare, 1f; b) oxidare, 2f;
c) restaurare, 2e; d) oxidare, 1f.

8) Care dintre substanțele enumerate pot fi atât agenți oxidanți, cât și reductori? Există mai multe răspunsuri posibile.
a) SO2; b) Na; c) H2; d) K2Cr2O7; e) HNO2.

9) Cum se numește procesul prezentat mai jos și câți electroni sunt implicați în el?

a) restaurare, 8f; b) oxidare, 4f;
c) oxidare, 8e; d) restaurare, 4f.

10) Care dintre următoarele substanțe pot fi doar agenți reducători? Există mai multe răspunsuri posibile.
a) H2S; b) KMnO4; c) SO2; d) NH3; e) Na.

Răspunsuri. 1 - c; 2 - d; 3 - b, d; 4 - c; 5 B; 6 - d; 7 - b; 8 - a, c, d; 9 - a; 10 - a, d, d.
V. Aprofundarea și extinderea cunoștințelor (partea prelegerii a lecției)
Semnificația reacțiilor redox
Reacțiile redox însoțesc multe procese desfășurate în industrie și în diverse sfere ale vieții: arderea gazelor într-o sobă cu gaz, gătitul, spălatul, curățarea articolelor de uz casnic, fabricarea pantofilor, parfumurilor, textilelor...
Indiferent dacă aprindem un chibrit sau artificii fanteziste pe cer, toate acestea sunt procese redox.
În scopuri de albire și dezinfecție, sunt utilizate proprietățile oxidante ale unor agenți bine-cunoscuti precum peroxidul de hidrogen, permanganatul de potasiu, clorul și clorul sau înălbitorul, varul.
Dacă este necesar să se oxideze orice substanță ușor de distrusă de pe suprafața produsului, se folosește peroxid de hidrogen. Este folosit pentru a înălbi mătasea, pene și blană. Cu ajutorul lui se restaurează și picturi vechi. Datorită inofensivității organismului, peroxidul de hidrogen este utilizat în industria alimentară pentru albirea ciocolatei, cicatricilor și învelișului în producția de cârnați.
Efectul dezinfectant al permanganatului de potasiu se bazează și pe proprietățile sale oxidante.
Clorul ca oxidant puternic este folosit pentru sterilizarea apei curate și dezinfectarea apei uzate. Clorul distruge multe culori, care stă la baza utilizării sale în albirea hârtiei și a țesăturilor. Varul clor, sau de albire, este unul dintre cei mai comuni oxidanți atât în viața de zi cu zi, cât și la scară industrială.
Reacțiile redox sunt extrem de frecvente în natură. Ele joacă un rol important în procesele biochimice: respirație, metabolism, activitatea nervoasă a oamenilor și animalelor. Manifestarea diferitelor funcții vitale ale corpului este asociată cu cheltuirea de energie pe care corpul nostru o primește din alimente ca urmare a reacțiilor redox.
Vi. Rezumând.

Se acordă note pentru lecție și se dau temele:
A. Determinați starea de oxidare a elementelor prin formulele:
HNO2, Fe2 (SO4) 3, NH3, NH4Cl, KClO3, Ва (NO3) 2, НСlО4
B. Plasați coeficienții folosind metoda balanței electronice:
KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + Na2SO4 + KOH
С. KMnO4 + Na2SO3 + KOH →… + K2 MnO4 +…

Literatură:

Gabrielyan O.S. Chimie-8. M .: Dropia, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboinikova N.P., Yashukova A.V. Manualul profesorului. clasa a 8-a. M .: Dropia, 2002;
Enciclopedie pentru copii mici. Chimie. M .: Parteneriatul enciclopedic rusesc, 2001; Enciclopedie pentru copii „Avanta+”. Chimie. T. 17.M .: Avanta +, 2001;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Reacții redox. M .: Educație, 1989.
V.A. Sheloncev. Modele de semne și sarcini: reacții redox. OOIPKRO, Omsk - 2002
A.G. Kuhlman. Chimie generală, Moscova-1989.
Textul integral al materialului Rezumatul lecției pentru clasa a 8-a „Reacții redox”, vezi fișierul descărcabil.
Pagina afișează un fragment.

Dezvoltarea lecției (notele lecției)

Învățământ general de bază

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

Atenţie! Site-ul de administrare a site-ului nu este responsabil pentru conținutul dezvoltărilor metodologice, precum și pentru conformitatea dezvoltării Standardului Educațional Federal de Stat.

Referinte:

Manualul profesorului de chimie. clasa a 8-a. O.S. Gabrielyan, N.P. Voskoboinikova, A.V. Yashukova (M.: Dropia). 2003
EFU Chimie clasa 8. O.S. Gabrielyan, (M.: Dropia).
Caiet de lucru pentru manualul O.S. Gabrielyan Chimie clasa a 8-a. O.S. Gabrielyan, A.S. Sladkov (M.: Drofa-2013).

Obiectivele lecției:

educational: să familiarizeze elevii cu o nouă clasificare a reacțiilor chimice bazată pe modificări ale stărilor de oxidare ale elementelor - reacții redox, să repete conceptele de „agent oxidant”, „agent reducător”, „oxidare”, „reducere”;
în curs de dezvoltare: continua dezvoltarea gândirii logice, formarea interesului pentru subiect, folosind tehnologiile moderne în predare.
educational: pentru a forma viziunea științifică a studenților, pentru a forma o cultură a comunicării interpersonale: pentru a le evalua munca ..

Mijloace de educație:

Supliment electronic la manualul „Chimie Clasa 8”. O.S. Gabrielyan, (M.: Dropia).
Tutorial interactiv „CHIMIA VIZUALĂ. Chimie. Clasa 8-9." Moscova: SRL „Examen-Media” 2011-2013

Tutorial: EFU Gabrielyan O.S. Chimie.Clasa a 8-a: - M .: Dropia, 2015

În timpul orelor

1. Etapa organizatorică

Pregătirea elevilor pentru lucrul la clasă. Reguli de lucru și siguranță într-o clasă inteligentă atunci când lucrați cu laptopuri

2. Actualizarea cunoștințelor elevilor

A) Să ne amintim toate clasificările reacțiilor chimice cunoscute de tine și semnele care stau la baza fiecărei clasificări. Repetiţie. „Tipuri de reacții chimice” (prin ajutorul pentru învățare 2)

Lucrarea de literatură 1:

1. După tipul și compoziția substanțelor care reacţionează și formate, există reacții:

a) conexiuni;
b) descompunere;
c) substituţie;
d) schimb (inclusiv reacția de neutralizare).

2. După starea de agregare a substanțelor (fază), reacțiile se disting:

a) omogen;
b) eterogene.

3. În funcție de efectul termic, reacțiile se împart în:

a) exotermă (inclusiv reacții de ardere);
b) endotermic.

4. În funcție de utilizarea catalizatorului, se disting următoarele reacții:

a) catalitice (inclusiv enzimatice);
b) necatalitic.

5. După direcție, reacțiile se disting:

a) reversibil;
b) ireversibile.

B) Dați o descriere completă a reacției pentru sinteza oxidului de sulf (6) din oxidul de sulf (4) și oxigen:

3. Asimilarea noilor cunoștințe despre EFU

A) Să ne amintim ce S.O. și cum se schimbă cu XP. (Repetiție urmată de verificare cu ajutorul de învățare 2.)

B) Explicația materialului pe EPH pp. 263-265.

V) Lucrări la aplicarea electronică a EFU.

D) Lucrări despre literatură 2

4. Consolidarea primară a cunoștințelor

A) Elevii finalizează sarcina. APLICAȚIE ELECTRONICĂ

În caz de dificultate, folosim pp. 264-265 EFU.

B) Finalizarea unei sarcini pentru o aplicație electronică, găsirea unui oxidant, a unui agent reducător, transfer de electroni, lucru la bord.