Окислительно восстановительные реакции конспект урока

Обновлено: 02.07.2024

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

1. Организационный момент

Учитель: Добрый день! Хорошего вам настроения!

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

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

Ученик: 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°, Н₂, О₂, F₂, Cl₂, Br₂.

Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н₂0), -1 (NaH).

Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н₂0), -1 (Н₂О₂), +2 (OF₂).

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 K₂Cr₂O₇.

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

Учитель: Самостоятельная работа № 1 по инструктивной карте: пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: MnO₂, H₂SO₄, K₂SO₃, H₂S, KMnO_4. (Приложение 2).

Ученик: 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.

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

Учитель: 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.

Ученик: 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 O₃ 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 Н₃ 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

Учитель: Самостоятельная работа № 3 по инструктивной карте: в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO₂ проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:

3. Углубление и расширение знаний

Важнейшие окислители и продукты их восстановления

1. Серная кислота - Н₂SO₄ является окислителем

А) Уравнение взаимодействия цинка с разбавленной Н₂SO₄ (слайд 3)

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

Продуктом восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, является H₂.

Б) Рассмотрим другую реакцию – взаимодействие цинка с концентрированной Н₂SO₄ (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 Н₂SO₄ разные: H₂S, S, SO₂.

Чем выше активность металла, тем дальше (глубже) идет восстановление серы (вплоть до низшей степени окисления - 2) (слайд 5)

На схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот (Приложение 3)

2. Другая кислота – азотная – также окислитель за счет нитрат – иона NO₃ - . 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)

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

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 KMnO₄. Его окислительная способность зависит от концентрации раствора, температуры и среды.

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 является сильным 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) (Приложение 2)

Результаты лабораторного опыта:

Продукты восстановления KMnO₄ (MnO₄ - ):

К схемам реакций:

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:

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

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.

Вложение	Размер
urok_himii_v_11_po_teme_ovr.doc	801.5 КБ

Предварительный просмотр:

учитель химии: Данилов К.Е.

Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции.

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.

1. Организационный момент

Добрый день! Хорошего вам настроения!

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.

/ 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.

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 ).

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.

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.

/ 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:

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.).

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.

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)

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

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

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)

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.

Лабораторный опыт: (правила ТБ)

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 + КOH → 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.

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

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

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

4. Закрепление изученного материала

В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до:

соль Mn +2
MnO 2
K 2 MnO 4

Концентрированная H 2 SO 4 при обычной температуре пассивирует:

Концентрированная HNO 3 не реагирует с металлом:

Разбавленная HNO 3 с активными металлами восстанавливается до:

NO
N 2
N 2 O

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

MnO 2
2MnSO 4
K 2 MnO 4

(взаимопроверка тестов в парах)

5. Домашнее задание

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

Для учеников 1-11 классов и дошкольников
Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Александрова Анфиса Михайловна

Тип урока: урок – обобщение и повторение материала с сочетанием фронтального, парного и индивидуального вида работы учащихся.

Вид урока - объяснительно-иллюстративный.

Цель: углубление знаний по составлению уравнений ОВР методом электронного баланса.

Образовательные: повторить основные понятия о процессах окисления и восстановления, степени окисления, окислителях и восстановителях, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций, выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса.

Развивающие: способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету, способствовать развитию речи учащихся, формирование умения анализировать, сопоставлять, и обобщать знания по теме.

Воспитательные: воспитание осознанной потребности в знаниях, совершенствовать умение выслушивать мнение каждого члена коллектива.

Реактивы: растворы перманганата калия, серной кислоты, сульфита натрия, вода.

Оборудование: пипетки, пробирки.

I. Актуализация знаний.

II. Мотивация и целеполагание.

III. Отработка и расширение знаний.

I V . Закрепление изученного материала.

V . Домашнее задание.

VI . Рефлексия и подведение итогов.

I . Актуализация знаний.

Беседа по ранее изученному материалу.

1) Какие реакции называются окислительно- восстановительными?

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

2) Что такое процесс окисления?

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

3) Какой процесс называется восстановлением?

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

4) Как называются частицы, отдающие электроны?

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

5) Как называются частицы, принимающие электроны?

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

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна (условный заряд атома, который мы приписываем ему в случае принятия или отдачи электронов).

7) Какой метод составления уравнения окислительно-восстановительных реакций вы знаете? Какое правило лежит в основе этого метода?

Самостоятельная работа учащихся у доски по карточкам (с дальнейшим обсуждением).

1. Определите валентность и степени окисления элементов в следующих соединениях:

Ответ: Для выполнения задания можно использовать приложение 1.

IV I I IV II III I IV I IV I IV II II I V II

С -4 Н +1 ₄, Cl 0 ₂, С +4 О -2 ₂, N -3 H +1 ₃, C -2 ₂ H +1 ₄, С -3 Н +1 ₃С +3 O -2 O -2 H +1 , V +5 ₂ O -2 ₅ ,

I VII II I I V II I VI II

2. В каких из приведенных ниже уравнений реакций MnО₂ проявляет свойства окислителя, а в каких – восстановителя?

а ) 2MnO ₂ + 2H ₂ SO ₄ 2MnSO ₄ + O ₂ + 2H ₂ O;

б ) 2MnO ₂ + O ₂ + 4KOH 2K ₂ MnO ₄ + 2H ₂ O;

Окислитель принимает электроны и при этом степень окисления понижается, значит, в случаях а и в MnО₂ является окислителем. Восстановитель отдает электроны и при этом степень окисления повышается, значит, в случаях б и г MnО₂ является восстановителем.

II. Мотивация и целеполагание.

Окислительно-восстановительные реакции чрезвычайно распространены. С ними связаны, например, процессы дыхания и обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение и брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щелочи и кислоты, а так же многие другие ценные продукты. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе преобразования химической энергии в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах.

III. Отработка и расширение знаний.

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.

Результаты лабораторного опыта:

Продукты восстановления KMnO ₄ (MnO ₄ - ):

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

в нейтральной среде – MnO₂, бурый осадок;

в щелочной среде - MnO₄ 2- , раствор зеленого цвета.

Задание . Даны схемы реакций :

Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно:

Подберите коэффициенты методом электронного баланса по алгоритму (Приложение 1). Укажите окислитель и восстановитель.

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

В приведённых ниже схемах даны продукты реакций. Укажите реагенты, составьте уравнения реакций, используя метод электронного баланса:

(учащиеся работают в парах)

Ответ: т.к в результате реакции получается Mn +2 , следовательно процесс протекает в кислой среде с участием серной кислоты и образуется сульфат калия.

2I -1 -2e —> I₂ 0 5 - окисление, восстановитель

б ) NaI + К MnO ₄ + . . . —> I ₂ + K ₂ MnO ₄ + NaOH

Ответ: т.к в результате реакции получается K₂MnO₄ , следовательно процесс протекает в щелочной среде с участием гидроксида калия

2NaI + 2 К MnO ₄ + 2KOH = I ₂ + 2K ₂ MnO ₄ + 2NaOH

2I -1 -2e —> I₂ 0 1- окисление, восстановитель

в ) . . . + К MnO ₄ + H ₂ O —> NaNO ₃ + MnO ₂ + KOH

Ответ: в этой реакции окислитель КMnO₄ известен, легко предположить, что восстанавливается нитрит натрия, где N +3 , до нитрата:

3 NaNO ₂ + 2 К MnO ₄ + H ₂ O = 3NaNO ₃ + 2MnO ₂ + 2KOH,

N +3 – 2e —> N +5 3 - окисление, восстановитель

Кроме перманганата калия окислительной способностью обладают и другие вещества. Можно с ними познакомиться в приложении 2.

1) H ₂ SO ₄ (разбавленная), окислитель Н +1

Продукт восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, – Н₂.

H ₂ SO ₄ (разб.) + Zn —> ZnSO ₄ + H ₂ ,

H ₂ SO ₄ (разб.) + Cu не реагирует.

2) H₂SO₄ (концентрированная), окислитель S +6

В зависимости от активности металла продукты восстановления концентрированной H ₂ SO ₄ разные: H ₂ S; S; SO ₂ . Продукт восстановления зависит также и от концентрации кислоты (таблица 18 стр.250 учебника).

3) HNO ₃ , окислитель N +5 (таблица 18 стр.250 учебника).

Концентрированная HNO ₃ пассивирует такие металлы, как Fe, Cr, Al, что связано c образованием на поверхности этих металлов тонкой, но очень плотной оксидной пленки.

Au + 3HCl (конц.) + HNO ₃ (конц.) = AuCl ₃ + NO + 2H ₂ O.

4) К₂С r ₂ O ₇ в кислой среде восстанавливается до Cr 3+

в нейтральной среде до С r ₂ O ₃

в щелочной среде до CrO ₄ 2-

Окислительно-восстановительные реакции в органической химии связано либо с образованием связей по кислороду, либо с отщеплением водорода.

Правило образование связей: - ОН → -1е

отщепление 1атома Н → -1е

I V . Закрепление изученного материала.

В качестве закрепления пройденного материала предлагаю тестовые задания.

1. Какой из неметаллов является сильным окислителем?

1)фтор 2)сера 3)озон 4)кремний

2. Степень окисления серы в сульфате калия равна

3. В каком из приведенных реакций атом хлора выступает в роли восстановителя

2) HCl + NaOH = NaCl + H₂O

4. Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления окислителя в данной реакции:

Уравнение реакции Изменение степени окисления окислителя

A ) S О₂ + N О₂ = S О₃+ NO 1) -1 → 0
Б) 2 NH ₃ + 2 Na = 2 NaNH ₂ + H ₂ 2) 0 → -2
В) 4 N О₂ + О₂ + 2 H ₂О = 4 HN О₃ 3) +4 → +2
Г) 4 NH ₃ + 6 NO = 5 N ₂ + 6Н₂О 4) +1 → 0
5) +2 → 0
6) 0 → - 1

5. Используя метод электронного баланса составить уравнение реакции:

Определите окислитель и восстановитель.

6. Используя метод электронного баланса составить уравнение реакции:

Определите окислитель и восстановитель.

Ответ: 1-1; 2-1; 3-3; 4-А3, Б4, В2, Г5.

1. В каком из перечисленных соединений атом серы находится в степени окисления +6

2. Какой элемент восстанавливается в реакции Fe₂O₃ + CO = Fe + СО₂

1)железо 2)кислород 3)углерод

3. Выберите уравнение реакции, в котором элемент углерод является окислителем.

2) CO₂ + 2Mg = 2MgO + C

Уравнение реакции Изменение степени окисления окислителя

5. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

Определите окислитель и восстановитель.

6. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

Определите окислитель и восстановитель.

Ответ: 1-4; 2-1; 3-2; 4-А3, Б4, В2, Г5.

V . Домашнее задание.

1. Допишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса:

2. Составьте уравнение окисления формальдегида раствором перманганата калия, подкисленным серной кислотой с учётом того, что формальдегид окисляется до СО₂, коэффициенты подберите методом электронного баланса.

В природе постоянно происходят превращения разных веществ, которые можно выразить с помощью химических уравнений. Жизнь на нашей планете невозможна без химических реакций, постоянно происходящих вокруг нас.

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение

средняя общеобразовательная школа № 25 имени И.А. Копылова ГОЩ (корпус 2)

141146 Московская область, городской округ Щёлково, п. Фряново, ул. Первомайская, д. 12

Методическая разработка урока химии в 8 классе
на тему:

Казаринова Марина Сергеевна,

Тип урока: комбинированный урок с использованием презентации.

Педагогические технологии: технология проблемного диалога на этапе изучения нового материала, технология развития мотивации достижений, элементы здоровьесберегающих технологий.

сформировать представление у учащихся об окислительно-восстановительных процессах, окислителях и восстановителях.

Задачи урока:

Обучающие:

рассмотреть сущность окислительно-восстановительных процессов;

создать условия для самостоятельного решения учебных и познавательных задач (понимания процессов окисления и восстановления, их взаимосвязи);

формировать ключевые компетенции, т.е. универсальные способы деятельности, применимые в различных ситуациях (анализировать, планировать, делать выводы);

закрепить навыки в составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

Развивающие:

совершенствовать умения высказывать суждение о типе химической реакции, анализируя степень окисления атомов в веществах;

продолжить развитие логического мышления, умений наблюдать, делать выводы, работать с алгоритмами, формировать интерес к предмету.

Воспитательные:

формировать потребность в познавательной деятельности и ценностное отношение к знаниям, совершенствовать трудовые навыки;

научить слушать учителя и своих одноклассников, быть внимательным к себе и окружающим, оценивать себя и других, вести беседу;

воспитать культуру общения через работу в парах "ученик - ученик", "учитель - ученик".

Планируемые образовательные результаты:

Предметные - сформировать умение определять окислительно-восстновительные реакции, окислитель, восстановитель, окисление, восстановление, составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций, используя метод электронного баланса.

Личностные - понимание единства естественнонаучной картины мира. Понимание значимости естественнонаучных знаний в повседневной жизни, технике, медицине, для решения практических задач.

Основные понятия, изучаемые на уроке: окислительно-восстановительные реакции, окислитель, восстановитель, окисление, восстановление.

Средства обучения:

периодическая система Д. И. Менделеева;

Хронологическая карта урока:

Организационный момент – 1 мин.

Актуализация знаний – 9 мин.

Изучение нового материала – 25 мин.

Закрепление полученных знаний – 5 мин.

Рефлексия учебной деятельности – 2 мин.

Домашнее задание – 2 мин.

Организационный момент.

Добрый день, ребята! Как мы с вами уже знаем, в природе постоянно происходят превращения разных веществ, которые можно выразить с помощью химических уравнений. Жизнь на нашей планете невозможна без химических реакций, постоянно происходящих вокруг нас.

Актуализация знаний.

Дыхание у человека – это одна из главных загадок жизни человека, ключ к множеству факторов жизни: здоровью, продолжительности жизни, развитию необычных высоких способностей человека.

Человек может прожить неделю без воды, месяц - без пищи, несколько дней - без сна, но через 5 – 7 минут он умрёт, если не будет дышать.

Дыхание позволяет человеку лучше познать себя, восстанавливать энергетические запасы организма. У человека 100 триллионов клеток и все они должны дышать.

А что использует для дыхания человек? (ответ учеников: - Кислород).

Какую степень окисления почти всегда имеет кислород – (-2).

Что такое степень окисления – (условный заряд элемента, рассчитанный исходя из условий, что все связи в соединении ионные).

А кто является его главным поставщиком кислорода в воздух? – (Растения).

Как называется процесс, протекающий в зеленых частях растений? – (Фотосинтез).

Какой процесс мы наблюдаем? – (Горение).

Реакции горения применяются для получения тепла, света, механической энергии. Именно с их помощью ракеты и самолеты поднимаются в космос.

Процессы дыхания, фотосинтеза, горения, брожения, извержения вулканов, грозового разряда, образования перегноя, коррозии металлов и многие другие – все это окислительно-восстановительные реакции.

Как вы считаете, возможно, ли было возникновение жизни на нашей планете без участия окислительно-восстановительных процессов? – (Нет)

Поэтому окислительно-восстановительные реакции требуют к себе особого уважения.

Изучение нового материала.

Сегодня на уроке мы будет рассматривать процессы, в основе которых лежат … (окислительно-восстановительные реакции).

Многообразие классификаций химических реакций по различным признакам (направлению, числу и составу реагирующих и образующих веществ, использованию катализатора, тепловому эффекту) можно дополнить еще одним признаком. Это признак – изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагирующие вещества. (учебник стр.229)

По этому признаку различают химические реакции

Химические реакции

(запись на доске, ученики в тетрадь)

реакции, протекающие с изменением реакции, протекающие без изменения степени окисления элементов степени окисления элементов

Например, в реакции

_{+1 +5 -2 +1 -1 +1 -1 +1 +5 -2}

AgNO₃ + HCl AgCl + HNO₃

Степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились.

А вот в другой реакции – взаимодействие соляной кислоты с цинком

2HCl + Zn ZnCl₂ + H₂

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, а каждый атом цинка – отдал два электрона.

2H + 2e H₂

Zn - 2е Zn

Определив степени окисления элементов в уравнении реакции, можно определить, какой атом является окислителем, какой — восстановителем.

Итак, мы должны усвоить основные понятия нашего урока:

Окислительно-восстановительные реакции – это химические реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества.

(Учебник, стр. 230)

Восстановитель — атом или ион, который отдает электрон, а сам окисляется. Его степень окисления при этом понижается.

(Учебник, стр. 230)

Окислитель — атом или ион, который принимает электрон, а сам восстанавливается.

(Учебник, стр. 230)

Восстановление — процесс присоединения электронов, который сопровождается понижением степени окисления.

(Учебник, стр. 231)

Окисление — процесс отдачи электрона, который сопровождается повышением степени окисления.

(Учебник, стр. 231).

Физкультминутка.

Мы на химии писали и немножечко устали,

Мы немножко отдохнем и учиться вновь начнем - (встаем).

Электрон изображаем, путь его мы повторяем,

Как электроны по кругу перемещаются,

Наши головы вращаются - (круговые движения головой).

Пробирку все изображаем, руки вверх мы поднимаем - (руки вверх).

Реакция осуществляется, осадок вниз весь опускается - (руки вниз).

Упражнение повторим, пробирку вновь изобразим - (руки вверх, вниз).

Теперь представим мы весы - (руки в стороны).

Мы взвесить вещество должны – (покачали руками вверх-вниз)

На левую чашку вещество положили - (наклон влево),

На правую разновесы поместили - (наклон вправо).

Покачались, покачались, к равновесию пришли - (встали ровно).

Всё, немножечко размялись – вновь учиться мы должны! – (сели за парты).

А теперь давайте рассмотрим составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса. В основе метода электронного баланса лежит правило: общее число электронов, которые отдаёт восстановитель, всегда равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

Среди изученных нами реакций к окислительно-восстановительным реакциям относятся:

1. Взаимодействие металлов с неметаллами

2 Mg + O₂ =2 Mg O

Восстановитель Mg 0 - 2e Mg +2 2 окисление

Окислитель O₂ + 4e 2O -2 1 восстановление

2. Взаимодействие металлов с кислотой

Восстановитель Mg - 2e Mg 2 окисление

Окислитель 2 H 1 + 2e 2 H 0 1 восстановление

3. Взаимодействие металлов с солью

Восстановитель Mg 0 -2e Mg +2 2 окисление

Окислитель Cu +2 +2e Cu 0 1 восстановление

А теперь давайте все вместе разберем пример. Диктуется реакция, один учащийся самостоятельно составляет схему реакции у доски (слайд № 17):

Из этого примера видно, что число электронов, принятых окислителем, может отличаться от числа электронов, отданных восстановителем. Но этого быть не должно(!), так как при этом нарушается закон сохранения материи. Значит, число отданных электронов должно равняться числу принятых электронов. А для этого следует изменить число атомов окислителя и восстановителя, поставив соответствующие коэффициенты. Например, в данном случае:

Эти коэффициенты (3 и 2) означают, что три атома меди отдают шесть электронов, а два атома азота принимают шесть электронов:

Или в краткой форме:

Теперь осуществлён баланс (равенство) электронов, поэтому именно эти коэффициенты из электронного баланса (3 и 2) должны быть в уравнении реакции

Но теперь не осуществляется баланс по азоту! Где же допущена ошибка? Дело в том, что в электронном балансе учитываются только электронные процессы окисления и восстановления, т. е. учитываются только те атомы, которые меняют степени окисления, а часть атомов не изменила ее:

Отсюда правило: коэффициенты электронного баланса ставят только к тем атомам, которые с данной степенью окисления встречаются в химическом уравнении один раз.

Исправим ошибку и уравняем атомы остальных элементов:

Проверим по кислороду:

до реакции: 8 · 3 = 24 атома;

после реакции: 3 · 3 · 2 + 2 + 4 = 24 атома.

Правила расстановки коэффициентов методом электронного баланса

1. Расставить степени окисления.

2. Выписать элементы, изменившие степени окисления, указав число отданных и принятых электронов. Определить окислитель и восстановитель.

3. Поставить дополнительные коэффициенты, уравняв число отданных и принятых электронов.

4. Проверить эти коэффициенты: они должны соответствовать числу атомов данного элемента в молекуле. Например, если дополнительный коэффициент нечётный, а в молекуле чётное число атомов, то оба дополнительных коэффициента удваиваются.

5. Проверенные коэффициенты переносят в уравнение, считая атомы, к тем элементам, которые с данной степенью окисления встречаются в уравнении ОДИН раз.

6. Затем уравнивают атомы:

Закрепление полученных знаний.

Выполним еще одно задание на закрепление (работа в парах).

Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

Проверьте друг друга, сравнив результаты с ответами в презентации.

Составим электронные уравнения:

N +5 +3e — = N +2 | 8 окислитель

S -2 — 8e — = S +6 | 3 восстановитель

Сложим два уравнения

8N +5 +3S -2 — = 8N +2 + 3S +6

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение:

Итак, подведем итоги и сделаем выводы:

окислительно-восстановительные реакции – это единство двух противоположных процессов окисления и восстановления;

сутью окислительно-восстановительных реакций является переход электронов от одних атомов, молекул и ионов к другим;

окислительно-восстановительные реакции играют огромную роль во всех жизненных процессах, поэтому очень важно научиться грамотно их составлять.

Рефлексия учебной деятельности.

В конце нашего урока я хочу попросить вас выразить свое мнение, настроение об уроке, выбрав и подняв вверх соответствующий смайлик, (каждому ученику раздаются наборы карточек со смайликами)

Домашнее задание.

Ребята, запишите домашнее задание (запись на доске).

- запишите основные определения урока;

- приведите примеры важнейших восстановителей и окислителей;

- расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, укажите восстановитель и окислитель:

N +5 +2e — = N +3 | 2 окислитель

2N +5 + 2O -2 = 2N +3 + O₂ 0 ;

N₂ +6e — = 2N -3 | 2 | 1 окислитель

Mg 0 -2e — = Mg +2 | 6 | 3 восстановитель

N₂ + 3Mg 0 = 2N -3 + 3Mg +2 .

Используемая литература:

Габриелян О.С. Химия. 8 класс: учеб. для ОУ. – 16-е изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2010. – 270 с.

Денисова Л.В., Черногорова Г.М. Химия: Таблица Д.И. Менделеева и справочные материалы: Пособие для уч-ся. – М.: Гуманитар. изд. центр ВЛАДОС, 2004. – 16 с.

Аликберова Л.Ю. Полезная химия: задачи и истории. – М.: Дрофа, 2005. – 187 с.

Хомченко Г.П. Химия для поступающих в ВУЗы: Учеб.пособие. – 2-е изд., испр. – М.: Высш.шк., 1994. – 447 с.

Читайте также: