На уроке рассматривается сущность окислительно-восстановительных реакций, их отличие от реакций ионного обмена. Объясняются изменения степеней окисления окислителя и восстановителя. Вводится понятие электронного баланса.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Урок: Окислительно-восстановительные реакции

Рассмотрим реакцию магния с кислородом. Запишем уравнение этой реакции и расставим значения степеней окисления атомов элементов:

Как видно, атомы магния и кислорода в составе исходных веществ и продуктов реакции имеют различные значения степеней окисления. Запишем схемы процессов окисления и восстановления, происходящих с атомами магния и кислорода.

До реакции атомы магния имели степень окисления, равную нулю, после реакции - +2. Таким образом, атом магния потерял 2 электрона:

Магний отдает электроны и сам при этом окисляется, значит, он является восстановителем.

До реакции степень окисления кислорода была равна нулю, а после реакции стала -2. Таким образом, атом кислорода присоединил к себе 2 электрона:

Кислород принимает электроны и сам при этом восстанавливается, значит, он является окислителем.

Запишем общую схему окисления и восстановления:

Число отданных электронов равно числу принятых. Электронный баланс соблюдается.

В окислительно-восстановительных реакциях происходят процессы окисления и восстановления, а значит, меняются степени окисления химических элементов. Это отличительный признак окислительно-восстановительных реакций .

Окислительно-восстановительными называют реакции, в которых химические элементы изменяют свою степень окисления

Рассмотрим на конкретных примерах, как отличить окислительно-восстановительную реакцию от прочих реакций.

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Для того чтобы сказать, является ли реакция окислительно-восстановительной, необходимо расставить значения степеней окисления атомов химических элементов.

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

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Обратите внимание, степени окисления всех химических элементов слева и справа от знака равенства остались неизменными. Значит, эта реакция не является окислительно-восстановительной.

4 +1 0 +4 -2 +1 -2

2. СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О

В результате данной реакции степени окисления углерода и кислорода поменялись. Причем углерод повысил свою степень окисления, а кислород понизил. Запишем схемы окисления и восстановления:

С -8е =С - процесс окисления

О +2е = О - процесс восстановления

Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, т.е. соблюдался электронный баланс , необходимо домножить вторую полуреакцию на коэффициент 4:

С -8е =С - восстановитель, окисляется

О +2е = О 4 окислитель, восстанавливается

Окислитель в ходе реакции принимает электроны, понижая свою степень окисления, он восстанавливается.

Восстановитель в ходе реакции отдает электроны, повышая свою степень окисления, он окисляется.

1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. - М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.67)

2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. - М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)

3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)

4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.54-55)

5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)

Дополнительные веб-ресурсы

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) ().

2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (интерактивные задачи по теме) ().

3. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().

Домашнее задание

1. №10.40 - 10.42 из «Сборника задач и упражнений по химии для средней школы» И.Г. Хомченко, 2-е изд., 2008 г.

2. Участие в реакции простых веществ - верный признак окислительно-восстановительной реакции. Объясните почему. Напишите уравнения реакций соединения, замещения и разложения с участием кислорода О 2 .

Тема урока: Кто-то теряет, а кто-то находит.

(Окислительно-восстановительные реакции)

Цель урока: Систематизировать, расширить, углубить и актуализировать знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях на основе межпредметных связей.

Задачи урока

1) Учебная – расширить и закрепить:

- знания о степени окисления, окислителях и восстановителях;

- навыки решения познавательных задач;

- умение применять полученные знания в повседневной жизни.

2) Воспитательная – воспитывать чувство ответственного отношения к здоровью; бережного отношения к природе.

3) Развивающая - развитие умений и навыков, способствующих интегрированному подходу к решению познавательных задач.

Тип урока: Урок формирования и совершенствования знаний

Оборудование:

Мультимедийный проектор, компьютер, интерактивная доска SMART. Растворы веществ: KMnO4, H2SO4, KOH, K2SO3, необходимые для проведения демонстрационного эксперимента (ОВР в различных средах)

ХОД УРОКА

Организация урока (1 мин)

Здравствуйте ребята. Ваша работоспособность и активность на уроке помогут нам расширить границы знаний, и сделает всех нас более чуткими и внимательными к окружающей нас природе.

Постановка цели и актуализация знаний (2 мин)

Мир вокруг нас велик и многообразен. Жизнь окружает нас повсюду. О ней свидетельствуют жужжание насекомых, щебетанье птиц, шуршание мелких зверьков. Она существует как в ледяных полярных зонах (Слайд №1), так и в раскаленных пустынях (Слайд №2), . Мы встречаем ее повсюду, начиная с освященной солнцем поверхности моря и кончая самыми темными глубинами океана. Под нашими ногами трудится несметное количество микроорганизмов, делая почву плодородной и пригодной для роста растений (Слайд №3), которые, в свою очередь, необходимы другим формам жизни. Земля насыщена в таком изобилии, что это потрясает наше воображение. Одним словом, жизнь это самая большая ценность нашей планеты и ее самая уникальная отличительная особенность. Окружающий нас мир – это гигантская химическая лаборатория, в которой ежесекундно протекают тысячи реакций, в основном – окислительно-восстановительные, и пока они существуют, эти реакции, пока есть условия для их протекания, возможно и все окружающее нас великолепие, возможна сама жизнь.

Тема нашего сегодняшнего урока:

(Слайд № 4) Кто – то теряет, а кто-то находит

(окислительно – восстановительные реакции)

Природа – это лучшая и объективная учительница

при решении самых трудных вопросов науки .

В. В. Докучаев

III. Закрепление имеющихся знаний учащихся, расширение и формирование новых. (10 мин)

1. Блиц-опрос:

(при наличии в кабинете интерактивной доски SMART Notebook, фронтальная беседа протекает с ее помощью; функция: вопрос-ответ, штора, если нет, то при помощи презентации: вопрос и ответ с эффектом анимации

1.1 . Какие реакции называются окислительно-восстановительными?

ОВР - это реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

1.2 . Окислительно-восстановительная реакция представлена схемой

a) ZnO + HCL = ZnCL2 + H2O

b) C2H4 + Br2 = C2H4Br2

c) NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2

1.3 . Дайте определение степени окисления атома.

Степень окисления – это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения (и ионные и ковалентно - полярные) состоят только из ионов.

1.4 . На чем основан метод электронного баланса?

Этот метод основан на сравнении степени окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции.

1.5 . Как называются атомы, молекулы и ионы, которые отдают электроны?

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются

1.6 . От чего зависят восстановительные свойства?

Чем ниже степень окисления элемента, чем меньше его электроотрицательность, тем сильнее восстановительные свойства.

1.7 . Как называются атомы, молекулы и ионы, которые присоединяют электроны?

Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются

1.8. От чего зависят окислительные свойства?

Чем выше степень окисления элемента и больше его электроотрицательность, тем сильнее окислительные свойства.

2. Расширение знаний обучающихся:

Учитель: На проявление окислительно-восстановительных свойств влияет такой фактор, как устойчивость молекулы или иона. Чем прочнее частица, тем в меньшей степени она проявляет окислительно-восстановительные свойства. Например, электроотрицательность азота достаточно высока, но в его молекуле тройная связь (N = N), молекула очень устойчива, азот химически пассивен. Или HClO более сильный окислитель, чем HClO4, так как хлорноватистая кислота менее устойчивое в растворах соединение, чем хлорная.

Для веществ, имеющих атомы элементов в промежуточной степени окисления, возможно проявление как окислительных, так и восстановительных свойств.

3. Закрепление. Экспресс-опрос

3.1. К восстановителям относятся:

AL, CL2, HBr, O3, KMnO4,

3.2. К окислителям относятся

H2 SO4, O2, H2, Mg, K2MnO4

3.3. И окислительными и восстановительными свойствами могут обладать

CO, NaNO3, HNO2, Cu2O, H2SO3

3.4. Более сильными окислителями являются

a) HNO3 или HNO2 ?

b) S или SO2 ?

c) Cu, Cu2O или СuO?

4. Индивидуальный контроль знаний

4.1. Тестовый контроль имеющихся знаний

4.2. Дифференцированный опрос учащихся у доски (остальные учащиеся в это время работают самостоятельно)

KMnO4 + KOH + K2SO3 =K2MnO4 + K2SO4 + H2O

KMnO4 + H2SO4 + K2SO3 = MnSO4 + K2SO4 + H2O

KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

SO2 + H2S = S + H2O

С4Н10 + О2 = СН3СООН + Н2О

4.3. Расширение знаний учащихся

Особенности окислительно-восстановительных реакций в органической

Можно использовать средние арифметические степени окисления атомов водорода

С410/4Н10+1 + О20 = С20Н4+1О2-2 + Н2+1О-2

4С10/4 –10 e = 4С0 2 - восстановитель

О20 +4 e = 2О-2 5 - окислитель

5. Введение новых знаний:

5.1 . Классификация окислительно-восстановительных реакций.

Учащиеся, (с помощью учителя) определяют тип тех ОВР, уравнения реакций которых написаны на доске и в тетрадях обучающихся.

Различают два типа окислительно-восстановительных реакций:

Межмолекулярные ОВР

К межмолекулярным ОВР относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.

Вопрос: Определите межмолекулярные ОВР?

Внутримолекулярные ОВР

К внутримолекулярным ОВР относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном веществе.

Вопрос: Определите внутримолекулярные ОВР?

В отдельную группу можно выделить реакции диспропорционирования и компропорционирования

К реакциям диспропорционирования относятся внутримолекулярные ОВР, протекание которых сопровождается одновременным повышением и понижением степени окисления атомов одного и того же элемента (по сравнению с первоначальной степенью окисления).

Вопрос: Какую из реакций можно отнести к реакциям диспропорционирования?

К реакциям компрпорционирования относятся межмолекулярные ОВР, в которых окислителем и восстановителем является атом одного и того же химического элемента, но в разных степенях окисления.

Вопрос: Какая из реакций, может быть отнесена к реакциям компропорционирования?

5.2 .Условия протекания ОВР, в зависимости от реакции среды.

Демонстрационный эксперимент «Влияние среды на условия протекания

Разлить в 2 колбы раствор перманганата калия. К первому раствору добавить серную кислоту, во вторую - щелочь, затем к каждому раствору добавить сульфит калия и перемешать.

Вопрос: Посмотрите внимательно на уравнения реакций и определите, в какой колбе щелочная, а в какой кислая среда?

5.3. Перенос имеющихся знаний в нестандартную ситуацию.

Проблемная ситуация:

Какая из приведенных схем отражает реально протекающее химическое явление, а какая является ошибочной?

(при наличии в кабинете интерактивной доски, проблемная ситуация разрешается с ее помощью)

HCLO3 = HCLO2 + HCL

HCLO3 = HCLO4 + HCL

Вывод: Возможно протекание второй ОВР, так как здесь есть и окислитель и восстановитель.

По мере расширения масштабов химического производства, к сожалению, растет и число аварий, связанных с выбросами вредных веществ. В воду может попасть и фенол – вызывающий отравления – рвоту и боли в подложечной области. Предложите эффективный способ очистки воды от фенола.

В газете «Известия» появилась заметка «Обручальные гайки» - поучительная с химической точки зрения. Автор пишет: «Кольца из бериллиевой бронзы – точная копия золотых. Они не отличаются от последних ни по цвету, ни по весу и, подвешенные на нитку, при ударе о стекло издают характерный, искренно – мелодичный звук. Короче говоря, подделку не обнаружишь ни на глаз, ни на вкус, ни на зуб». Предложите способы, с помощью которых можно отличить подделку?

VI. Значение ОВР

Всем известны семь чудес света. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе «семи чудес живой и неживой природы»

Фотосинтез, дыхание, гниение, брожение , коррозия, электролиз, горение.

Беседа с учащимися о значении фотосинтеза и его роли в природе

Первый крик ребенка, порождает первый вдох, начало новой жизни. Дыхание характерно для большинства живых организмов, оно просто неотделимо от жизни.

Благодаря процессам гниения осуществляется круговороты веществ в природе. Гнилостные бактерии, переводя органическое вещество в неорганическое, как бы начинают круговорот жизни.

Брожение может осуществляться и под действием дрожжей, о значении которых знает каждый, достаточно остановиться на хлебопечении…

О вредном действии коррозии знают все, но нельзя и недооценивать ее значение, я остановлюсь только на одном факте. С глубокой древности известен способ превращения железа в сталь, через ржавление. Черкесы на Кавказе закапывали полосовое железо в землю, а, откопав его через 10-15 лет, выковывали из него свои сабли, которые могли перерубить даже ружейный ствол, щит врага. После выкапывания ржавое железо вместе с органическими веществами нагревали в горнах, ковали, а затем охлаждали водой – закаливали.

Слайд №10

Золочение предметов известно с давних пор, так как позолоченные изделия очень красивы. Прежде, когда электролиз и гальванотехника не были изобретены, изделия из металлов золотили так: на них наносили тестообразную амальгаму золота (сплав его с ртутью); затем накаливали докрасна; при этом ртуть испарялась, а золото оставалось. Но пары ртути очень ядовиты, так, например, при золочении куполов Исаакиевского собора в Петербурге от отравления ртутью погибло 60 рабочих.

Слайды №11, 12, 13

Очень трудно было нашим предкам, тем, кто отвечал за сохранность и поддержание огня всего племени, и тем, кто только, только научился его добывать. С огнем связано очень много: это и тепло родного очага, успокаивающее пламя свечи, приготовление пищи, песни у костра… но с огнем шутить нельзя, необходимо осторожно и бережно обращаться с ним, потому что его сила не только созидающая, но и разрушающая, способная погубить все живое.

VII. Определение и разъяснение домашнего задания

1. Значение ОВР в природе и жизни человека (творческие мини-сообщения обучающихся).

2. Дифференцированное задание:

Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, определите окислитель и восстановитель в следующих схемах

1 уровень:

Zn + H2SO4 (конц) = ZnSO4 + H2O + S

2 уровень

KMnO4 + HCl = Cl2 + KCl + MnCl2 + ?

3 уровень

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + ?+ ? + ?

C2H4 + KMnO4 + H2O = C2H6O2 + MnO2 + ?

Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции.

Цель урока: Обобщить, систематизировать и расширить знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях, важнейших окислителях и продуктах их восстановления.

Задачи:

Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости от активности металлов, концентрации кислот и реакции среды раствора.

Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца.

Показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.

Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.

Ход урока

1. Организационный момент

Добрый день! Хорошего вам настроения!

Тема нашего урока: «Окислительно – восстановительные реакции» (Презентация. слайд 1)

Окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Важнейшие процессы на планете связаны с этим типом химических реакций. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу XX века была создана электронная теория окислительно – восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные положения этой теории, метод электронного баланса, научиться составлять уравнения химических реакций, протекающих в растворах, и выяснить от чего зависит механизм таких реакций.

2. Повторение и обощение изученного ранее материала

Для вас тема ОВР не нова, она проходит красной нитью через весь курс химии. Поэтому предлагаю повторить некоторые понятия и умения по данной теме.

Первый вопрос: «Что такое степень окисления?». Без этого понятия и умения расставлять степени окисления химических элементов не возможно рассмотрение данной темы.

/ Степень окисления – это условный заряд атома химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равняться нулю, что зависит от природы соответствующих соединений./

Одни элементы имеют постоянные степени окисления, другие - переменные.

Например, к элементам с постоянной положительной степенью окисления относят щелочные металлы: Li +1 , Na +1 , K +1 , Rb +1 , Cs +1 , Fr +1 , следующие элементы II группы периодической системы: Ве +2 , Mg +2 , Ca +2 , Sr +2 , Ва +2 , Ra +2 , Zn +2 , а также элемент III А группы - А1 +3 и некоторые другие. Металлы в соединениях всегда имеют положительную степень окисления.

Из неметаллов постоянную отрицательную степень окисления (-1) имеет F.

В простых веществах, образованных атомами металлов или неметаллов, степени окисления элементов равны нулю, например: Na°, Al°, Fe°, Н 2 0 , О 2 0 , F 2 0 , Cl 2 0 , Br 2 0 .

Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н 2 0), -1 (NaH).

Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н 2 0), -1 (Н 2 О 2), +2 (OF 2).

Следует помнить, что в целом молекула электронейтральна, поэтому в любой молекуле алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона.

Например, рассчитаем степень окисления хрома в дихромате калия K 2 Cr 2 O 7 .

Степень окисления калия +1, кислорода -2.

Подсчитаем число отрицательных зарядов: 7 (-2) = -14

Число положительных зарядов должно быть + 14. На калий приходится два положительных заряда, следовательно, на хром – 12.

Так как в формуле два атома хрома, 12 делим на два: 12: 2 = 6.

6 – это степень окисления хрома.

Проверка: алгебраическая сумма положительных и отрицательных степеней окисления элементов равна нулю, молекула электронейтральна.

Самостоятельная работа № 1 по инструктивной карте: пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: MnO 2 , H 2 SO 4 , K 2 SO 3 , H 2 S, KMnO 4.

Что же представляют собой окислительно – восстановительные реакции с точки зрения понятия «степень окисления химических элементов»? (слайд 2)

/ Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления и, как правило, изменяются степени окисления элементов./

Рассмотрим процесс на примере взаимодействия цинка с разбавленной серной кислотой:

При составлении этого уравнения используется метод электронного баланса. Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции. Основное требование при составлении уравнений этим методом: число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов.

Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.

Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.

Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.
Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.

Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.

Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.

Самостоятельная работа № 2 по инструктивной карте: методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно –восстановительной реакции:

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

Однако научиться находить коэффициенты в ОВР еще не значит уметь их составлять. Нужно знать поведение веществ в ОВР, предусматривать ход реакций, определять состав образующихся продуктов в зависимости от условий реакции.

Для того чтобы разобраться, в каких случаях элементы ведут себя как окислители, а в каких – как восстановители, нужно обратиться к периодической системе Д.И.Менделеева. Если речь идет о простых веществах, то восстановительные свойства должны быть присущи тем элементам, которые имеют больший по сравнению с остальными атомный радиус и небольшое (1 - 3) число электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому они могут сравнительно легко их отдавать. Это в основном металлы. Наиболее сильными восстановительными свойствами из них обладают щелочные и щелочноземельные металлы, расположенные в главных подгруппах I и II групп (например, натрий, калий, кальций и др.).

Наиболее типичные неметаллы, имеющие близкую к завершению структуру внешнего электронного слоя и значительно меньший по сравнению с металлами того же периода атомный радиус, довольно легко принимают электроны и ведут себя в окислительно-восстановительных реакциях как окислители. Наиболее сильными окислителями являются легкие элементы главных подгрупп VI – VII групп, например фтор, хлор, бром, кислород, сера и др.

Вместе с тем надо помнить, что деление простых веществ на окислители и восстановители так же относительно, как и деление на металлы и неметаллы. Если неметаллы попадают в среду, где присутствует более сильный окислитель, то они могут проявлять восстановительные свойства. Элементы в разных степенях окисления могут вести себя по-разному.

Если элемент имеет свою высшую степень окисления, то он может быть только окислителем. Например, в HN +5 O 3 азот в состоянии + 5 может быть только окислителем и принимать электроны.

Только восстановителем может быть элемент, находящийся в низшей степени окисления. Например, в N -3 Н 3 азот в состоянии -3 может отдавать электроны, т.е. является восстановителем.

Элементы в промежуточных положительных степенях окисления могут, как отдавать, так и принимать электроны и, следовательно, способны вести себя как окислители или восстановители в зависимости от условий. Например, N +3 , S +4 . Попадая в среду с сильным окислителем, ведут себя как восстановители. И, наоборот, в восстановительной среде они ведут себя как окислители.

По окислительно – восстановительным свойствам вещества можно разделить на три группы:

окислители

восстановители

окислители - восстановители

Самостоятельная работа № 3 по инструктивной карте: в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO 2 проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:

2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (MnO 2 – восстановитель)

MnO 2 + 4HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O (MnO 2 – окислитель)

3. Углубление и расширение знаний

Важнейшие окислители и продукты их восстановления

1. Серная кислота - Н 2 SO 4 является окислителем

А) Уравнение взаимодействия цинка с разбавленной Н 2 SO 4 (слайд 3)

Какой ион является окислителем в данной реакции? (H +)

Продуктом восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, является H 2 .

Б) Рассмотрим другую реакцию – взаимодействие цинка с концентрированной Н 2 SO 4 (слайд 4)

Какие атомы меняют степень окисления? (цинк и сера)

Концентрированная серная кислота (98%) содержит 2% воды, и соль получается в растворе. В реакции участвуют фактически сульфат – ионы. Продуктом восстановления является сероводород.

В зависимости от активности металла продукты восстановления концентрированной Н 2 SO 4 разные: H 2 S, S, SO 2 .

2. Другая кислота – азотная – также окислитель за счет нитрат – иона NO 3 - . Окислительная способность нитрат – иона значительно выше иона H + , и ион водорода не восстанавливается до атома, поэтому при взаимодействии азотной кислоты с металлами, никогда не выделяется водород, а образуются различные соединения азота. Это зависит от концентрации кислоты и активности металла. Разбавленная азотная кислота восстанавливается глубже, чем концентрированная (для одного и того же металла) (слайд 6)

На схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот

Золото и платина не реагируют с HNO 3 , но эти металлы растворяются в «царской водке» - смеси концентрированных соляной и азотной кислот в соотношении 3: 1.

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

3. Наиболее сильным окислителем из числа простых веществ является фтор. Но он слишком активен, и его трудно получить в свободном виде. Поэтому в лабораториях в качестве окислителя используют перманганат калия KMnO 4 . Его окислительная способность зависит от концентрации раствора, температуры и среды.

Создание проблемной ситуации: Я готовила к уроку раствор перманганата калия («марганцовка»), пролила стакан с раствором и испачкала свой любимый химический халат. Предложите (проделав лабораторный опыт) вещество, с помощью которого можно очистить халат.

Реакции окисления – восстановления могут протекать в различных средах. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами: среда влияет на изменение степеней окисления атомов.

Обычно для создания кислотной среды добавляют серную кислоту. Соляную и азотную применяют реже, т.к. первая способна окисляться, а вторая сама являетсясильным окислителем и может вызвать побочные процессы. Для создания щелочной среды применяют гидроксид калия или натрия, нейтральной – воду.

Лабораторный опыт: (правила ТБ)

В четыре пронумерованные пробирки налито по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора серной кислоты, во вторую – воду, в третью – гидроксид калия, четвертую пробирку оставьте в качестве контрольной. Затем в первые три пробирки прилейте, осторожно взбалтывая, раствор сульфита натрия. Отметьте. Как изменяется окраска раствора в каждой пробирке. (слайды 7, 8)

Результаты лабораторного опыта:

Продукты восстановления KMnO 4 (MnO 4 -):

в кислой среде – Mn +2 (соль), бесцветный раствор;

в нейтральной среде – MnO 2 , бурый осадок;

в щелочной среде - MnO 4 2- , раствор зеленого цвета. (слайд 9,)

К схемам реакций:

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

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

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

Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель (слайд 10)

(Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно)

Вы проделали лабораторный опыт, предложите вещество, с помощью которого можно очистить халат.

Демонстрационный опыт:

Пятна от раствора перманганата калия быстро выводятся раствором пероксида водорода, подкисленным уксусной кислотой:

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

Старые пятна перманганата калия содержат оксид марганца (IV), поэтому будет протекать еще одна реакция:

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

После выведения пятен кусок ткани необходимо промыть водой.

Значение окислительно – восстановительных реакций

В рамках одного урока невозможно рассмотреть все многообразие окислительно-восстановительных реакций. Но их значение в химии, технологии, повседневной жизни человека трудно переоценить.

Ученик: Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе получения металлов и сплавов, водорода и галогенов, щелочей и лекарственных препаратов.

С окислительно – восстановительными реакциями связано функционирование биологических мембран, многие природные процессы: обмен веществ, брожение, дыхание, фотосинтез. Без понимания сущности и механизмов протекания окислительно-восстановительных реакций невозможно представить работу химических источников тока (аккумуляторов и батареек), получение защитных покрытий, виртуозную обработку металлических поверхностей изделий.

Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная, или белильная, известь.

Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод.

4. Закрепление изученного материала

Тест :

В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до:

1. Концентрированная H 2 SO 4 при обычной температуре пассивирует:

2. Концентрированная HNO 3 не реагирует с металлом:

3. Разбавленная HNO 3 с активными металлами восстанавливается до:

4. Какой продукт восстановления KMnO 4 пропущен: 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH

(взаимопроверка тестов в парах)

5. Домашнее задание

Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты методом электронного баланса:

AI + H 2 SO 4 (конц.) →

Ag + HNO 3 (конц.) →

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

6.Подведение итогов урока

Инструктивная карта

I . Повторение и обобщение изученного ранее материала

Задание 1: Рассчитайте степени окисления элементов в соединениях:

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

Задание 2: Методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно – восстановительной реакции:

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

Задание 3: В какой из приведенных схем уравнений реакций MnO 2 проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:

А) 2 MnO 2 + O 2 + 4 KOH = 2 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O Б) MnO 2 + 4 HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2 H 2 O

II . Углубление и расширение знаний:

Лабораторный опыт: (соблюдайте правила ТБ)

В четыре пронумерованные пробирки налито по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора серной кислоты, во вторую – воду, в третью – гидроксида калия, четвертую пробирку оставьте в качестве контрольной. Затем в первые три пробирки прилейте, осторожно взбалтывая, раствор сульфита натрия.

Отметьте как изменяется окраска раствора в каждой пробирке:

1 пробирка -

2 пробирка –

3 пробирка –

4 пробирка - контроль

Задание: К схемам реакций:

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

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

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

Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.

III . Закрепление изученного материала

Тест:

1.В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до:

А) соль Mn +2 Б) MnO 2 В) K 2 MnO 4

2.Концентрированная H 2 SO 4 при обычной температуре пассивирует:

А) Zn Б) Сu В) AI

3.Концентрированная HNO 3 не реагирует с металлом:

А) Ca Б) Au В) Mg

4.Разбавленная HNO 3 с активными металлами восстанавливается до:

А)NO Б) N 2 В) N 2 O

5. Какой продукт восстановления KMnO 4 пропущен:

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

А) MnO 2 Б) 2MnSO 4 В) K 2 MnO 4

Оценка за тест (по результатам взаимопроверки)

IV . Домашнее задание

Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты:

1. AI + H 2 SO 4 (конц.) →

2. Ag + HNO 3 (конц.) →

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

Тема:

8 класс

Цели урока:

Познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окислений элементов – окислительно-восстановительными реакциями, охарактеризовать единство и непрерывность процессов окисления и восстановления, систематизировать знания о типах химических реакций, о степени окисления химических элементов.

Тип урока: комбинированный (урок + презентация).

Задачи урока:

Образовательная – рассмотреть сущность окислительно-восстановительных процессов, научить применять «степени окисления» для определения процессов окисления и восстановления. Научить учащихся уравнивать записи окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

Воспитательная - п родолжить развитие логического мышления, умения наблюдать, анализировать, сравнивать, находить причинно-следственные связи, делать выводы. Формировать основы научного мировоззрения, совершенствовать трудовые навыки, культуру межличностных отношений, умение слушать друг друга, оценивать свою работу.

Методы обучения:

частично-поисковый – самостоятельная работа в группах, беседа с целью ответа на поставленные проблемные вопросы, фронтальный опрос. Урок включает в себя элементы ИКТ (на протяжение всего урока используется презентация).

Контроль: оценочно-стимулирующий – тестирование.

Ход урока:

I . Организационный момент, актуализация знаний.

Проверка домашнего задания. Фронтальный опрос.

Даны вещества:

NaOH, MgCl 2 , K 2 CO 3 , AlCl 3 , H 3 PO 4 , K 2 SO 4 , HNO 3 , CuSO 4 , Zn(NO 3 ) 2 .

В формулах этих веществ определите:

а) заряды ионов;

б) степени окисления всех химических элементов, входящих в состав.

Вещество

Заряд ионов

Степень окисления элементов

NaOH

Na + , OH -

1 -2 +1

Na O H

MgCl 2

Mg 2+ , 2 Cl -

2 -1

Mg Cl 2

K 2 CO 3

2 K + , CO 3 2-

1 +4 -2

K 2 C O 3

AlCl 3

Al 3+ , 3 Cl 1-

3+ -1

Al Cl 3

H 3 PO 4

3 H + , PO 4 3-

1 +5 -2

H 3 P O 4

K 2 SO 4

2 K 1+ , SO 4 2-

1 +6 -2

K 2 S O 4

HNO 3

H 1+ , NO 3 1-

1 +5 -2

H N O 3

CuSO 4

Cu 2+ , SO 4 2-

2 +6 -2

Cu S O 4

Zn(NO 3 ) 2

Zn 2+ , 2 NO 3 1-

2 +5 -2

Zn (N O 3 ) 2

II . Изучение нового материала.

1. Слайд 2. Понятие ОВР.

Многообразие классификаций химических реакций по различным признакам (направлению, числу и составу реагирующих и образующих веществ, использованию катализатора, тепловому эффекту) можно дополнить еще одним признаком. Этот признак – изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагирующие вещества.

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

AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3

В этой реакции степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились.

1-1 0 +2 -1 0

2 HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2

А в этой реакции – взаимодействие соляной кислоты с цинком – атомы двух элементов, водорода и цинка, изменили свои степени окисления: водород с +1 на 0, а цинк – с 0 на +2. Следовательно, в этой реакции каждый атом водорода получил по одному электрону

1 0

2 H + 2ē → H 2

А каждый атом цинка – отдал два эектрона

0 +2

Zn - 2ē → Zn

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.

2. Слайды 3-4. Историческая справка.

Издавна ученые полагали, что окисление - это потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества), а восстановление - его приобретение. Но, после создания А.Лавуазье в 1777г. кислородной теории горения, к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением - их превращения. под действием водорода. Тем не менее, в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например

Fe + 2 HCl = FeCl 2 + H 2

- простейшая реакция железа с соляной кислотой, в ней нет кислорода, тем не менее железо окисляется. В этой реакции окислитель - ион водорода - протон H + , а железо выступает в роли восстановителя. В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л.В.Писаржевским в 1914 г., окисление - процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции

0 0 +2 -1

Zn + Cl 2 → ZnCl 2

атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.

3. Слайды 5-7. Восстановление.

Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами. Степень окисления при этом понижается.

Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, т.е. восстанавливаясь:

0 -1

Cl + 1ē → Cl

атом хлора хлорид-ион

Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, которые при этом превращаются в атомы:

+2 0

Cu + 2ē → Cu

ион меди (II ) атом меди

Принимать электроны могут и положительные ионы, у которых при этом степень окисления понижается:

+3 +2

Fe + 1ē → F е

ион железа (IV ) ион железа (II )

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называют окислителями.

4. Слайды 8-11. Окисление. Единство двух процессов.

Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами и молекулами. Например, атомы металлов, теряя электроны, превращаются в положительные ионы, т.е. окисляются:

0 +1

Na - 1ē → Na

атом натрия ион натрия

Отдавать электроны могут отрицательные ионы:

-1 0

Cl - 1ē → Cl

хлорид ион атом хлора

Терять электроны могут и некоторые положительные ионы с низшими степенями окисления:

+1 +2

Cu - 1ē → Cu

ион меди (I ) ион меди (II )

Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.

Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называются восстановителями.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот, т.е. окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.

5. Слайды 12-17. Электронный баланс.

Суть метода электронного баланса заключается в следующем:

- подсчет изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции;

- элементы, степень окисления которых в результате происшедшей реакции не изменяется – не принимаются во внимание;

- из остальных элементов, степень окисления которых изменилась – составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов;

- для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное;

- найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса выглядит следующим образом:

подсчитать степень окисления каждого элемента → записать уравнение с указанием вычисленных степеней окисления → выделить элементы, степень окисления которых изменилась → составить электронный баланс → найти наименьшее общее кратное → вставить в уравнение найденные коэффициенты.

6. Слайд 19. Биологическое значение окислительно-восстановительных процессов.

Окислительно-восстановительные реакции являются самыми распространенными и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизни на Земле. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений и нервная деятельность человека и животных. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе. С их помощью получают аммиак, щелочи, азотную, соляную и серную кислоты и многие другие ценные продукты. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую в гальванических и топливных элементах и аккумуляторах. Они широко используются в мероприятиях по охране природы.

III . Закрепление материала.

Фронтальный опрос, тест, домашнее задание.

I вариант

II вариант

1

К окислительно-восстановительным реакциям не относится реакция, представленная схемой:

А) N 2 + 3Н 2 = 2 N Н 3

Б) Mg + 2 HCl = MgCl 2 + H 2

В ) MgCO 3 = MgO + CO 2

Г ) 2CuO = 2Cu + O 2

К окислительно-восстановительным реакциям относится реакция, представленная схемой:

А ) H 2 O + CaO = Ca(OH) 2

Б ) H 2 O + N 2 O 5 = 2HNO 3

В ) Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

Г ) CuO + H 2 = Cu + H 2 O

2

В каком соединении степени окисления элементов равны -3 и +1

А) NF 3 Б) Cl 2 O 3

В) NH 3 Г) AlCl 3

В каком соединении степени окисления элементов равны +3 и -2

А) NF 3 Б) Cl 2 O 3

В) NH 3 Г) AlCl 3

3

Схема Na 0 → Na +1 отражает процесс:

А) окисления

Б) восстановления
В) нейтрализации

Г) диссоциации

Схема С l 0 → С l -1 отражает процесс:

А) окисления

Б) восстановления
В) нейтрализации

Г) диссоциации

4

Восстановительные свойства простых веществ, образованных элементами второго периода, с увеличением заряда ядра:

А) уменьшаются

Б) усиливаются

В) изменяются периодически

Г) не изменяются

Окислительные свойства простых веществ, образованных элементами седьмой группы, главной подгруппы с увеличением заряда ядра:

А) уменьшаются

Б) усиливаются

В) изменяются периодически

Г) не изменяются

На дом: § 43 учебника, упр. 1,3,7,8.

Литература:

О.С.Габриелян. Химия. 8 класс. М.Дрофа.2013.

О.С.Габриелян, И.П.Воскобойникова, А.В.Яшукова. Настольная книга учителя. Химия. 8 класс. М. Дрофа. 2012.

Конспект урока по химии в 9 классе: «Окислительно-восстановительные реакции»

Цель урока:

Рассмотреть сущность ОВР, повторить основные понятия о степени окисления, об окислении и восстановлении.

Оборудование и реактивы: Набор пробирок, растворы: CuSO4 , H2SO4, NaOH, H2O, Na2SO3.

Ход урока по химии в 9 классе

Организационный момент.

Сегодня на уроке мы продолжим ознакомление с окислительно-восстановительными реакциями , закрепим знания приобретенные на предыдущих занятиях, ознакомимся с реакциями окисления-восстановления, узнаем какую роль оказывает среда на протекание окислительно-восстановительные процессы. ОВР принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. ОВ процессы сопровождают круговороты веществ в природе, с ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение, брожение, фотосинтез. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессе выплавке металлов, при электролизе, в процессах коррозии. (слайды 1-7).

Тема окислительно-восстановительные реакции не нова, учащимся предлагалось повторить некоторые понятия и умения. Вопрос к классу? Что таксе степень окисления? (без этого понятия и умения расставлять степень окисления химических элементов не возможно рассмотрение данной темы.) Учащимся предлагается определить степень окисления в следующих соединениях:KCIO3, N2, K2Cr2O7, P2O5, KH, HNO3. Проверяют свои задания с записями на доске. Во всех ли случаях происходит изменение степени окисления. Для этого мы проведем лабораторную работу (на столах инструкции по выполнению опытов, инструктаж по т.б).

Провести опыты :1. CuSO4 + 2NaOH= Na2SO4 + Cu(OH)2

CuSO4 + Fe= Cu FeSO4

Расставляют со делают записи. Вывод: не все реакции относят к ОВР. (слайд 8).

В чем же заключается суть ОВР?(слайд 9).

ОВР-представляет собой единство двух противоположных процессов окисления и восстановления. В этих реакциях число отданных электронов восстановителем равно числу электронов присоединенных окислителем. Восстановитель повышает свою степень окисления, окислитель понижает.(не случайно выбран девиз урока.)Рассмотрим химическую реакцию(она имеет большое значение с точки зрения экологии т.к. позволяет при обычных условиях собрать случайно пролитую ртуть.

Н g0 + 2Fe+3Cl3-=2Fe+2Cl2-1 + Hg+2Cl2-1

Hg0 - 2ē → Hg+2

Fe+3+ē→ Fe+2

Учащимся предлагается решить задачу. Как среда влияет на поведение одного и того же окислителя, например: KMnO4

Выполняется лабораторная работа 2 по вариантам:

2KMnO4+ 5Na2SO3 +3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 +3H2O

2KMnO4+ Na2SO3 2KOH= 2K2Mn04+Na2SO4 H2O

2KMnO4 +3Na2SO3 +H2O= 2KOH +3Na2SO4+ 2MnO2

Вывод: среда влияет на окислительные свойства веществ.(слайд 10)

KMnO4 в кислой среде-Mn+2 -бесцветный раствор.

В нейтральной среде -MnO2 -бурый осадок,

В щелочной среде -MnO4-2 -зеленого цвета.

В зависимости от РН раствора KMnO4 окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений Mn разной степени окисления.

Подводятся итоги урока. Выставляются оценки.

Рефлексия.

Класс высказывает свое мнение о работе на уроке.

Домашнее задание

Скачать презентацию к уроку по химии: «Окислительно-восстановительные реакции»