Урок 7. Понятие об окислительно-восстановительных реакциях

Урок по теме: Окислительно-восстановительные реакции.
план-конспект урока по химии

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.

Скачать:

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.

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

  1. Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.
  2. Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости от активности металлов, концентрации кислот и реакции среды раствора.
  3. Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца.
  4. Показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.
  5. Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.

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 .

  1. Степень окисления калия +1, кислорода -2.
  2. Подсчитаем число отрицательных зарядов: 7 • (-2) = -14
  3. Число положительных зарядов должно быть + 14. На калий приходится два положительных заряда, следовательно, на хром – 12.
  4. Так как в формуле два атома хрома, 12 делим на два: 12 : 2 = 6.
  5. + 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.

  1. Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
  2. Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.
  3. Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.
  4. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.
    Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.
  5. Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.
  6. 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:

  1. окислители
  2. восстановители
  3. 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:

  1. 2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (MnO 2 – восстановитель)
  2. 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 .

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

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 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)

Результаты лабораторного опыта:

Продукты восстановления KMnO 4 (MnO 4 – ):

  1. в кислой среде – Mn +2 (соль), бесцветный раствор;
  2. в нейтральной среде – MnO 2 , бурый осадок;
  3. 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.

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

  1. В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до:
  1. соль Mn +2
  2. MnO 2
  3. K 2 MnO 4
  1. Концентрированная H 2 SO 4 при обычной температуре пассивирует:
  1. Zn
  2. Сu
  3. AI
  1. Концентрированная HNO 3 не реагирует с металлом:
  1. Ca
  2. Au
  3. Mg
  1. Разбавленная HNO 3 с активными металлами восстанавливается до:
  1. NO
  2. N 2
  3. N 2 O
  1. Какой продукт восстановления KMnO 4 пропущен: 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH
  1. MnO 2
  2. 2MnSO 4
  3. 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:

  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 (слайд 13)

Урок по теме “Окислительно-восстановительные реакции”

Класс: 8

Класс – 8 (базовый уровень)

Учебные задачи:

  • Сформировать понятие окислительно-восстановительных реакций.
  • Сформулировать принцип классификация химических реакций по признаку изменения степени окисления элементов.
  • Дать понятие «окислитель» и «восстановитель».
  • Показать единство и неразрывность процессов окисления и восстановления.
  • Систематизировать знания о химических реакциях, о степенях окисления химических элементов.
  • Научить записывать уравнения ОВР, расставлять коэффициенты в уравнениях химических реакций методом электронного баланса.

Планируемые результаты на базовом уровне у восьмиклассников:

Предметный результат: ученик научиться характеризовать ОВР; определять окислитель и восстановитель; составлять ОВР, используя метод электронного баланса.

Метапредметный результат: ученик овладеет умениями работать с текстовой информацией (учебник); осуществлять логические операции при определении коэффициентов в ОВР методом электронного баланса; осуществлять самоконтроль и оценку своей деятельности.

Личностный результат: ученик убедится на практике в значимости правильно излагать свои мысли, формулировать вопросы; понимать о значении ОВР в природе и жизни человека.

Какими знаниями, умениями и навыками должен обладать ученик для успешного овладения материалом урока:

  • иметь опыт работы с различными источниками информации (таблица Д.И.Менделеева, таблица растворимости, ряд активности металлов, ряд электроотрицательности);
  • знать основные типы химических реакций;
  • уметь записывать уравнения химических реакций; определять значения степени окисления химических элементов;
  • уметь обращаться с химическим оборудованием;
  • делать выводы по результатам эксперимента.

Метод обучения: фронтальный, проблемный.

Средства обучения:

  • Химия 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений/ О.С.Габриелян, М:.Дрофа. 2017.
  • Рабочая тетрадь.
  • Источники информации: таблица Д.И.Менделеева, таблица растворимости, ряд активности металлов, ряд электроотрицательности.

Оборудование для проведения эксперимента: спиртовка, держатель для пробирок, спички, р-р гидроксида натрия, р-р сульфата меди (II), штатив с пробиркой, инструкция для проведения опыта.

Ход урока

Деятельность учителя

Деятельность ученика

1. Организационный момент. (1 минута)

2. Актуализация знаний. (Продолжительность данного этапа составляет 8 минут)

Вокруг нас происходит множество химических
реакций. Например: горение угля.

Записываем уравнение химической реакции на доске и в тетрадях:
С + О2 = СО2

Вспомните, что такое степень окисления, как определить степень окисления в сложных веществах?

Задание: в каждом уравнении определите степень окисления каждого элемента в формулах.

3. Изучение нового материала. (Продолжительность данного этапа составляет 12 минут)

Таким образом, видим, что степень окисления у элементов изменяется в уравнении (3). Такие реакции называются окислительно-восстановительными (реакции, в ходе которых у химических элементов изменяется степень окисления).
Мы познакомились с ещё одним типом классификации химических реакций – по изменению степени окисления элементов.

Записываем определение ОВР.

Делаем вывод: в ходе ОВР происходят два процесса:
Восстановление – это процесс присоединения электронов атомами, молекулами, ионами.

Что происходит со значением степени окисления? (уменьшается). Такая частица называется «окислитель»

Составляем конспект в тетради:
H2 0 + 2e – → 2H –1
C 0 + 4e – → C –4
Cu +2 + 2e – → Cu 0
Степень окисления уменьшается.

Окисление – это процесс отдачи электронов атомами, молекулами, ионами.

Что происходит со значением степени окисления? (увеличивается). Такая частица называется «восстановитель»

2H –1 – 2e – – → H2 0
C –4 – 4e – → C 0
Cu 0 – 2e – → Cu +2
Степень окисления увеличивается.

Таким образом, видим, что все ОВР находятся во власти электронных переходов от одного атома к другому атому как внутри молекулы
(2Cu+2O –2 → 2Cu 0 + O2 0 ),
так и между ними (С 0 + О2 0 → С+4О2 –2 ).

Для определения окислительно-восстановительных свойств элемента можно использовать схему:

Записываем в тетрадь схему.

Задание: определите, какие процессы относятся к процессам окисления, а какие к процессам восстановления:
S → (SO4) 2– →
S → (S) 2– →
Sn → (Sn) 4+ →
K → K + →
Br2 → 2Br – →
2H + → H2
V 2+ → (VO3) – →
(IO3) – → I2
(MnO4) – → (MnO42) 2– →

Записываем в тетрадь:

Процесс окисления
Процесс восстановления
Процесс окисления
Процесс окисления
Процесс восстановления
Процесс восстановления
Процесс окисления
Процесс восстановления
Процесс восстановления

4. Проблемный вопрос. (Продолжительность данного этапа составляет 6 минут)

Во многих ОВР очень трудно расставить коэффициенты. Для этого используют метод электронного баланса, который основан на сравнении степеней окисления в исходных и конечных веществах.

Работа с текстом учебника §44, стр. 265.
Составление плана расстановки коэффициентов методом электронного баланса (приложение № 2)
Вывод: окисление всегда сопровождается восстановлением, а восстановление окислением. Не бывает одного процесса без другого.

Вопрос: Где человек использует ОВР?
ОВР сопровождают многие процессы, осуществляемые в промышленности и в различных сферах быта: горение газа в газовой плите, приготовление пищи, стирка, чистка предметов домашнего обихода, изготовление обуви, парфюмерных, текстильных изделий и т.д.
Зажигаем ли мы спичку, горят ли в небе причудливые фейерверки – все это окислительно-восстановительные процессы.
Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная известь.
Если требуется окислить с поверхности изделия какое-либо легко разрушающееся вещество, применяют пероксид водорода. Он служит для отбеливания шелка, перьев, меха. С его помощью также реставрируют старинные картины. Ввиду безвредности для организма пероксид водорода применяют в пищевой отрасли промышленности для отбеливания шоколада.
Дезинфицирующее действие перманганата калия тоже основано на его окислительных свойствах.
Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод. Хлор разрушает многие краски, на чем основано его применение при белении бумаги и тканей. Хлорная известь – это один из самых распространенных окислителей как в быту, так и в производственных масштабах.
В природе окислительно-восстановительные реакции чрезвычайно распространены. Они играют большую роль в биохимических процессах: дыхании, обмене веществ, нервной деятельности человека и животных. Проявление различных жизненных функций организма связано с затратой энергии, которую наш организм получает из пищи в результате ОВР.

Записываем в тетрадь основные тезисы.

5. Закрепление. (Продолжительность данного этапа составляет 14 минут)

1. Из приведенных схем укажите реакции, которые можно отнести к ОВР:

Записываем в тетрадь уравнения химических реакций:
Не ОВР

2. Расставьте коэффициенты в уравнениях
химических реакций методом электронного баланса

Записываем в тетрадь уравнения химических реакций (приложение № 3).

Происходит само- и взаимопроверка, под непосредственным контролем
учителя.

6. Домашнее задание. § 44; № 4,5,6,7 стр. 268-269 (1 минута)

7. Рефлексия. (Продолжительность данного этапа составляет 3 минуты)

Осуществляет как коммуникативное взаимодействие, так и индивидуальную форму работы. В качестве индивидуальной работы учащимся предлагается заполнить лист достижений и лист оценивания.
Лист самооценки (учащимся нужно высказаться одним предложением, выбирая начало фразы из рефлексивного списка и записать в таблицу):
– сегодня я узнал…
– было интересно…
– было трудно…
– я выполнял задания…
– я понял, что…
– теперь я могу…
– я почувствовал, что…
– я приобрел…
– я научился…
– у меня получилось …
– я смог…
– я попробую…
– меня удивило…
– мне захотелось…

В ходе фронтальной беседы учащиеся анализируют, где и почему были допущены ошибки, каким способом они были исправлены, проговаривают способы действий, вызвавшие затруднение, оценивают свою деятельность на уроке. Фиксируют степень соответствия поставленной
цели и результатов деятельности.
Называют правила, понятия, способы действий и т.д., вызвавшие затруднение.
Фиксируют способ исправления возникших затруднений.

Конспект урока химии “Понятие об окислительно-восстановительных реакциях”; 9 класс

Урок по химии 9 класс.

Андриенко Татьяна Сергеевна

МБОУСОШ №5 г. Минеральные Воды , учитель химии

Тема : «Окислительно восстановительные реакции»

Девиз урока: «С малой удачи начинается большой успех!»

Цели урока :

Деятельностная . Продолжить формирование универсальных учебных действий (УУД) на примере окислительно-восстановительных реакций.

Предметно-дидактическая . Cформировать представление об окислительноосстановительных реакциях (ОВР), процессах окисления и восстановления как неразрывно связанных, веществах окислителях и восстановителях, электронных уравнениях, роли ОВР в природе, жизни человека и производственных процессах.

Планируемые образовательные результаты .

Личностные . Формирование умений управлять своей учебной деятельностью, осознавать выбор дальнейшей образовательной траектории; формирование интереса к химии, умения проводить анализ своих успехов и неудач при освоении темы; осознание значимости химических знаний для понимания основных гео- и биохимических процессов на Земле.

Метапредметные . Формирование умений сотрудничать с учителем и одноклассниками при решении познавательных задач, планировать деятельность, давать оценку своей деятельности на уроке, проводить ее корректировку, выявлять причинно-следственные связи, выбирать средства реализации цели и применять их на практике.

Предметные. Формирование умений определять понятие ОВР, разделять процессы окисления и восстановления и одновременно рассматривать их как неразрывные; определять вещества окислители и восстановители, писать электронные уравнения; описывать роль ОВР в природе, жизни человека, производственных процессах; формирование научного мировоззрения.

Тип урока . Изучение и первичное закрепление новых знаний (по Шамовой Т.И.).

Методы обучения . Объяснительно-иллюстративный, проблемный, эвристический.

Средства обучения . Электронные образовательные ресурсы (презентация, фрагмент видеоурока),плакат, учебник, тесты, маршрутные листы.

Деятельность учителя

Деятельность учащихся

Формируемые УУД

Э т а п 1. Актуализация субъективного опыта учащихся

1. Зачитывает стихотворение-

об ОВР, содержащую

проблемный вопрос. Организует погружение в

1. Слушают стихотворение, пытаются решить задачу известным способом. Фиксируют проблему.

Отвечают на проблемный вопрос

Познавательные: умение выделять и формулировать познавательные цели, составлять различные виды планов.

Регуляторные: умение самостоятельно обнаруживать и формулировать учебную проблему, понимать и сохранять учебную цель и задачу.

Коммуникативные: умение слушать, выражать свои мысли, четко формулировать цели и тему урока, строить понятные для собеседника высказывания.

Логические: умение выдвигать гипотезы и их

Общеучебные : умение самостоятельно выделять и формулировать познавательные цели, умение настраиваться на занятие

2. Организует фронтальную беседу об ОВР вокруг нас

2. Участвуют в беседе

3. Обеспечивает постановку учащимися цели урока, формулирование темы урока и составление плана урока

3. Определяют цели урока, формулируют тему, оставляют план урока

Оценивание. Учащиеся начитают заполнять «Маршрутный лист», который затем оценивается

Э т а п 2. Изучение новых знаний и способов деятельности

1. Объясняет классификацию химических реакций по признаку изменения степени окисления на ОВР и не ОВР, используя схемы реакций

1. Записывают схемы реакций разных типов, расставляют степени окисления, сравнивают, делают выводы, смотрят, фрагмент

Логические : умение анализировать схемы, выбирать критерии для сравнения реакций разных типов, заполнять таблицу.

Общеучебные : умение структурировать знания,

составлять план последовательности действий, вести словарную работу.

Познавательные: умение анализировать, сравнивать, классифицировать и обобщать факты и явления; выявлять сходство и отличие некоторых явлений, строить логическое рассуждение, включающее установление причинно-следственных связей; преобразовывать информацию из одного вида в другой; фиксировать в графической модели и буквенной форме выделенные связи и отношения.

Регуляторные : принимать и сохранять цель и задачу, регулировать учебную деятельность

2. Дает определение понятий «ОВР», «окислитель», «восстановитель»,

2. Ведут словарную работу по

3. Обеспечивает усвоение понятий «окисление», «восстановление»,

«окислитель», «восстановитель», как неразрывно связанных и взаимопротивоположных

3. В процессе игрового момента «Умники и умницы» заполняют таблицу в «Маршрутном листе»

Обосновывают ответ на вопрос «Может ли процесс окисления

протекать без процесса восстановления?»

4. Объясняет методику

уравнений, используя таблицу «Процессы окис-

ления и восстановления», спрашивает, какая

живается во всех электронных уравнениях.

Организует работу по

выполнению задания 6

в «Маршрутном листе

4. Совместно с учителем выполняют несколько упражнений на

составление электронных уравнений, выявляют главную закономерность при написании данных

уравнений (количество отданных

электронов всегда равно количеству присоединенных).

Выполняют задание 6 – над стрелками записывают количество электронов, знаками «+» и «–» показывают, отдает или принимает элемент электроны

Познавательные: умение анализировать, сравнивать, классифицировать и обобщать факты и явления; выявлять причины и следствия простых явлений; преобразовывать информацию из одного вида в другой

5.Организует эвристическую беседу о роли ОВР в природе, жизни человека, производственных

5. Активно участвуют в беседе, приводят свои примеры, определяют возможные направления использования ОВР в современных

Познавательные: развитие способности построения речевого высказывания в устной и письменной форме.

Коммуникативные: умение формулировать собственное мнение и позицию, аргументировать

их, вступать в диалог и выражать свои мысли в соответствии с условиями коммуникации.

Личностные: умение осознавать личностную, социальную значимость изучаемого учебного

Э т а п 3. Информация о домашнем задании

1. Сообщает номера па-

раграфа и упражнений

1. Записывают задание в дневник

Общеучебные : умение работать с дневником

2. Обеспечивает прослу-

шивание творческого за-

дания в виде химической

сказки «Хлорид натрия»

2. Знакомятся с творческим заданием, обсуждают возможные

варианты решения, записывают в

«Маршрутный лист» (задание 8)

пропущенные слова, уравнение реакции, указывают окислитель и

Познавательные: умение переводить информацию из графического или символьного представления в текст и наоборот; устанавливать

взаимосвязь описанных в тексте событий, явлений, процессов; проявлять творческие способности

Э т а п 4. Закрепление изученного материала

1. Организует работу

учащихся с тестом по

1. Работают с тестом

Регулятивные: умение сравнивать результаты своей работы с работой партнера по группе;

контролировать степень понимания вопросов, корректировать знания; точно выражать свою мысль, использовать речь для регулирования своего действия

2. Организует взаимо-

проверку работ учащихся

2. Проводят взаимопроверку с соседом по парте

Оценивание. После заполнения в «Маршрутном листе» таблицы для ответов на тест учащиеся обмениваются листами и осуществляют взаимопроверку

Э т а п 5. «Обобщение и систематизация знаний»

1. Зачитывает небольшой рассказ «Пролитая ртуть», содержащий проблемную ситуацию. Предлагает найти варианты решения данной проблемной ситуации; подводит к ответу, что пролитую ртуть лучше всего засыпать серой, предлагает написать уравнение данной в рассказе реакции и разобрать ее с точки зрения процессов окисления и

1. Слушают рассказ (задание 10 в «Маршрутном листе»), выделяют проблему,

предлагают пути ее решения, работают над оформлением реакции взаимодействия ртути и серы

Коммуникативные : умение проводить самоконтроль понимания вопросов, формулировать собственное мнение и позицию.

Познавательные : развивать мышление, умение анализировать предложенную информацию и делать выводы на основе собственных наблюдений и из рассказа учителя и других учеников.

Личностные: умение применять знания на практике в нестандартной ситуации, анализировать полученный результат; осуществлять выбор наиболее эффективных способов решения поставленной задачи в зависимости от конкретных условий

2. Обеспечивает выпол-

нение задания по основ-

ным терминам и понятиям урока в форме «Проверь себя»

2. Выполняют задание, заканчивают предложения, находят

ошибки в предложениях (задание 11 в «Маршрутном листе»,)

Познавательные : умение переводить информацию из графического или символьного представления в текст и наоборот

3. Организует проведение самооценки учащихся на данном этапе

3. Проводят самооценку своей деятельности на данном этапе

Регулятивные: умение самоосознавать степень усвоения учебного материала и выявлять пробелы; адекватно оценивать свои возможности достижения цели определенной сложности в различных сферах самостоятельной деятельности

Оценивание. Оценивание проводится с помощью «Маршрутного листа» и фронтальной беседы с учителем

Э т а п 6. Подведение итогов

учащихся на уроке:

более 80 % от максимального количества

Анализируют таблицу самооценки по этапам урока, подсчитывают количество баллов, определяют свою оценку (см. задание 12 в

Регулятивные: умение адекватно оценивать свои возможности достижения цели определенной сложности в различных сферах самостоятельной деятельности; осознанно и грамотно строить речевые высказывания в устной форме

Оценивание. Самооценка

Э т а п 7. Рефлексия

Организует выбор уча-

щимися адекватной оценки своего отношения к

уроку и состояния после

Выполняют оценку своих ощущений после проведенного урока

(см. Маршрутный лист» – рефлексия)

Познавательные : умение обобщать результаты своей деятельности по достижению цели, выстраивать причинно-следственные связи; контролировать и оценивать процесс и результаты деятельности.

Коммуникативные: умение выражать собственное мнение о работе и полученном результате, контроль, коррекция, самооценка действий,

способности выражать свои мысли.

Регулятивные: умение анализировать правильность выполненных действий, уровень усвоения, контролировать с целью сличения результата с заданным эталоном; развивать способности к волевому усилию; осознавать качество

уровня усвоения; развивать умение определять область знаемого и незнаемого

Химическая сказка «Хлорид натрия»

В некотором царстве, в некотором государстве под названием «Периодическая система» жили-были две семьи. Одно семейство звалось «Щелочные металлы», а другое – «Галогены». Эти семейства не дружили и даже, можно сказать, воевали. Отчего началась война, уже никто и не помнил. В царстве том был строгий указ Царя: «Каждый может иметь столько богатства, т.е. электронов, каков номер его дома». А вот про то, как распоряжаться законным добром, в указе ничего не говорилось. Поэтому Щелочные металлы (в силу своей щедрости) отдавали электроны и звались ………………… , а Галогены были скупы и агрессивны, даже были случаи, когда они нападали на тех, кто послабее, и грабили их.

Поэтому прозвали их …………….. – грабители.

Случилась эта история на Третьей периодической улице, когда повстречались Na (Натрий) и Cl (Хлорина). Очень они понравились друг другу. Но принадлежали они враждующим семействам, поэтому решили встречаться тайно. Натрий жил в доме под номером 11 и мечтал подарить свой электрон Хлорине. Он был достойным женихом: серебристо-белый, с блеском, по характеру мягкий и очень ранимый, легкоплавкий и легкий. О дружбе Натрия и Хлорины узнали их семейства. Натрий заперли в сейфе, в банке под керосином, а Хлорину запаяли в сосуд и наклеили этикетку «ЯД!». Она затосковала, стала желто-зеленого цвет.

Щелочные металлы и Галогены думали тем самым вылечить Хлорину и Натрий от влюбленности, но влюбленным становилось все хуже. Натрий плавился и терял блеск, а Хлорина под давлением превратилась в жидкость, и это при нормальной температуре. Ничего не оставалось родственникам, как встретиться на «амфотерной» территории (линия от Бора до Астата) и начать переговоры. Забыли старые обиды и решили: быть свадьбе. Натрий подарил свой электрон Хлорине и стал ……………….. , а Хлорина взяла его электрон и превратилась в ………………. . Связь между ними стала называться …………………….. , а союз между Натрием и Хлориной люди назвали «Поваренной солью». Много полезного они стали делать совместно, например, в крови они создают необходимые условия для существования красных кровяных телец (эритроцитов).Даже в названии многих городов и поселков разных стран присутствует слово «соль»: Соликамск, Соль -Илецк, Усолье, Зальцбург, Марсель (морская соль).

Маршрутный лист

Фамилия ________________ Класс__________

Конспект урока по химии “Окислительно-восстановительные реакции”

Описание разработки

Тип урока: изучение нового материала.

Дидактические цели: создать условия для осознания и осмысления блока новой учебной информации.

Форма урока: урок – дискуссия с элементами проблемного обучения.

Цели:

Сформировать понятие об окислительновосстановительных реакциях, как химических реакциях по признаку изменения степени окисления элементов.

Дать понятия «Окислитель» и «восстановитель».

Охарактеризовать единство и неразрывность процессов окисления и восстановления.

Систематизировать знания о химических реакциях, о степенях окисления химических элементов.

Продолжить формирование умений составлять уравнения химических реакций.

Способствовать расширению кругозора обучающихся, развитию умений и навыков применения полученных знаний для объяснения явлений окружающего мира.

Совершенствовать практические умения и навыки работы с лабораторным оборудованием и химическими реактивами; дополнить знания учащихся о правилах работы в химическом кабинете.

Развивать умение наблюдать, делать выводы.

Способствовать формированию культуры межличностного общения на примере умения слушать друг друга, задавать вопросы друг другу, анализировать ответы товарищей, прогнозировать результат работы, оценивать свою работу.

Воспитывать чувство патриотизма.

Методы обучения: объяснительно – иллюстративный, проблемный, частично – поисковый.

Ход урока

1. Организационный момент.

Добрый день, ребята! Сегодняшний урок, как вы поняли, необычный. И вы, наверное, волнуетесь? Я тоже. Предлагаю убрать волнение. Устраивайтесь удобнее на стуле, руки положите на колени ладонями вверх, расслабьтесь и закройте глаза, сосредоточьтесь на своем дыхании: «Я дышу и наполняюсь энергией. Я становлюсь сильным и энергичным». Сделали глубокий вдох, задержали дыхание (3 с), выдохнули, открыли глаза. Вы полны сил и энергии, готовы работать на уровне всех своих возможностей.

Так как мы сейчас успокаивали своё волнение?

А что использует для дыхания человек?

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

Как называется процесс, протекающий в зеленых частях растений?

Демонстрация «Горение спички».

Какой процесс мы наблюдаем?

Реакции горения применяются для получения тепла, света, механической энергии.

Именно с их помощью ракеты и самолеты поднимаются в космос.

Процессы дыхания, фотосинтеза, горения, брожения и многие другие – это окислительно – восстановительные реакции.

ОВР в природе – извержение вулканов, грозовой разряд, образование перегноя, брожение, коррозия металлов и др. Как вы считаете, возможно, ли было возникновение жизни на нашей планете без участия окислительновосстановительных процессов? (Нет)

Поэтому окислительновосстановительные реакции требуют к себе особого уважения.

Запишите в тетради тему урока: «Окислительновосстановительные реакции».

Познакомиться с окислительно – восстановительными реакциями и выяснить, в чём отличие обменных реакций от окислительно – восстановительных реакций.

Научиться определять в реакциях окислитель и восстановитель.

Научиться составлять схемы процессов отдачи и принятия электронов.

Познакомиться с важнейшими окислительно – восстановительными реакциями, встречающимися в природе.

Выяснить, каким образом окислительно – восстановительные реакции помогли нам выстоять и победить в Великой Отечественной войне.

3. Актуализация знаний.

Кто же главный герой окислительно – восстановительной реакции? Почему происходят окислительно – восстановительные реакции?

Послушайте поэтические строки В. Брюсосова. А затем найдём ответ на вопрос.

Быть может, эти электроны –

Миры, где пять материков,

Искусства, знанья, войны, троны

И память сорока веков!

Еще, быть может, каждый атом –

Вселенная, где сто планет;

Там – все, что здесь, в объёме сжатом,

Но также то, чего здесь нет.

Посмотрим на таблицу Д. И. Менделеева.

Представьте себе, что Вы стоите перед домом, где живут удивительные существа. О ком же сейчас идёт речь? (о Ме и НеМе). Каждый житель – ХЭ имеет свою квартиру, живет на определенном этаже и в определенном подъезде. Представители высшего общества инертные газы занимают элитный 8 подъезд, они держатся особняком, в контакты ни с кем не вступают и очень самодостаточны. Почему? Все остальные жители очень хотят быть похожими на них. Для этого одни отдают, а другие принимают электроны. В этом случае атомы превращаются в ионы, которые имеют такую же электронную конфигурацию, как ближайшие к ним инертные газы.

Как мы сказали, у атомов химических элементов в сложных веществах появляются условные заряды – степени окисления.

Давайте повторим определение степени окисления атома химического элемента в соединении?

Определите степень окисления атомов элементов в следующих веществах:

4. Формирование новых знаний.

Вторая тема урока: “Кто – то теряет, а кто – то находит”. Почему она так звучит?

Чтобы ответить на данный вопрос, предлагаю провести небольшую лабораторную работу, используя инструкцию.

Правила техники безопасности.

Опыт 1. Проведите химическую реакцию между растворами сульфата меди (II) и гидроксида натрия.

Поместите в раствор сульфата меди (II) железный гвоздь.

Составьте уравнения химических реакций.

Определите тип каждой химической реакции.

Определите степень окисления атома каждого химического элемента до реакции и после реакции.

Подумайте, чем отличаются эти реакции?

Весь материал – смотрите документ.

Содержимое разработки

Тема: Окислительно-восстановительные реакции (ОВР).

(«Кто-то теряет, а кто-то находит»)

Тип урока: изучение нового материала.

Дидактические цели: создать условия для осознания и осмысления блока новой учебной информации.

Форма урока: урок-дискуссия с элементами проблемного обучения.

Цели:

Сформировать понятие об окислительно-восстановительных реакциях, как химических реакциях по признаку изменения степени окисления элементов.

Дать понятия «Окислитель» и «восстановитель».

Охарактеризовать единство и неразрывность процессов окисления и восстановления.

Систематизировать знания о химических реакциях, о степенях окисления химических элементов.

Продолжить формирование умений составлять уравнения химических реакций.

Способствовать расширению кругозора обучающихся, развитию умений и навыков применения полученных знаний для объяснения явлений окружающего мира.

Совершенствовать практические умения и навыки работы с лабораторным оборудованием и химическими реактивами; дополнить знания учащихся о правилах работы в химическом кабинете.

Развивать умение наблюдать, делать выводы.

Способствовать формированию культуры межличностного общения на примере умения слушать друг друга, задавать вопросы друг другу, анализировать ответы товарищей, прогнозировать результат работы, оценивать свою работу.

Воспитывать чувство патриотизма.

Методы обучения: объяснительно-иллюстративный, проблемный, частично-поисковый.

1. Организационный момент.

Добрый день, ребята! Сегодняшний урок, как вы поняли, необычный. И вы, наверное, волнуетесь? Я тоже. Предлагаю убрать волнение. Устраивайтесь удобнее на стуле, руки положите на колени ладонями вверх, расслабьтесь и закройте глаза, сосредоточьтесь на своем дыхании: «Я дышу и наполняюсь энергией. Я становлюсь сильным и энергичным». Сделали глубокий вдох, задержали дыхание (3 с), выдохнули, открыли глаза. Вы полны сил и энергии, готовы работать на уровне всех своих возможностей.

Так как мы сейчас успокаивали своё волнение?

А что использует для дыхания человек?

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

Как называется процесс, протекающий в зеленых частях растений?

Демонстрация «Горение спички».

Какой процесс мы наблюдаем?

Реакции горения применяются для получения тепла, света, механической энергии.

Именно с их помощью ракеты и самолеты поднимаются в космос.

Процессы дыхания, фотосинтеза, горения, брожения и многие другие – это окислительно-восстановительные реакции.

ОВР в природе – извержение вулканов, грозовой разряд, образование перегноя, брожение, коррозия металлов и др. 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.

Запишите в тетради тему урока: «Окислительно-восстановительные реакции».

Целеполагание.

Цель:

Познакомиться с окислительно-восстановительными реакциями и выяснить, в чём отличие обменных реакций от окислительно-восстановительных реакций.

Научиться определять в реакциях окислитель и восстановитель.

Научиться составлять схемы процессов отдачи и принятия электронов.

Познакомиться с важнейшими окислительно-восстановительными реакциями, встречающимися в природе.

Выяснить, каким образом окислительно-восстановительные реакции помогли нам выстоять и победить в Великой Отечественной войне.

3. Актуализация знаний.

Кто же главный герой окислительно-восстановительной реакции? Почему происходят окислительно-восстановительные реакции?

Послушайте поэтические строки В. Брюсосова. А затем найдём ответ на вопрос.

Быть может, эти электроны-

Миры, где пять материков,

Искусства, знанья, войны, троны

И память сорока веков!

Еще, быть может, каждый атом-

Вселенная, где сто планет;

Там – все, что здесь, в объёме сжатом,

Но также то, чего здесь нет.

Посмотрим на таблицу Д.И. Менделеева.

Представьте себе, что Вы стоите перед домом, где живут удивительные существа. О ком же сейчас идёт речь? (о Ме и НеМе). Каждый житель-ХЭ имеет свою квартиру, живет на определенном этаже и в определенном подъезде. Представители высшего общества инертные газы занимают элитный 8 подъезд, они держатся особняком, в контакты ни с кем не вступают и очень самодостаточны. Почему? Все остальные жители очень хотят быть похожими на них. Для этого одни отдают, а другие принимают электроны. В этом случае атомы превращаются в ионы, которые имеют такую же электронную конфигурацию, как ближайшие к ним инертные газы.

Как мы сказали, у атомов химических элементов в сложных веществах появляются условные заряды-степени окисления.

Давайте повторим определение степени окисления атома химического элемента в соединении?

Определите степень окисления атомов элементов в следующих веществах:

4. Формирование новых знаний.

Вторая тема урока: “Кто-то теряет, а кто-то находит”. Почему она так звучит?

Чтобы ответить на данный вопрос, предлагаю провести небольшую лабораторную работу, используя инструкцию.

Правила техники безопасности.

Опыт 1. Проведите химическую реакцию между растворами сульфата меди (II) и гидроксида натрия.

Поместите в раствор сульфата меди (II) железный гвоздь.

Составьте уравнения химических реакций.

Определите тип каждой химической реакции.

Определите степень окисления атома каждого химического элемента до реакции и после реакции.

Подумайте, чем отличаются эти реакции?

Ответы:

Cu +2 S +6 O4 -2 +2Na +1 O -2 H +1 Cu +2 (O -2 H +1 )2+Na2 +1 S +6 O4 -2 – реакция обмена

Cu +2 S +6 O4 -2 + Fe 0  Fe +2 S +6 O4 -2 +Сu 0 – реакция замещения

Реакция №2 отличается от реакции №1 тем, что в данном случае изменяется степень окисления у атомов химических элементов до реакции и после реакции.

Обратите внимание на это важное отличие двух реакций. Первая реакция является ОВР.

Подчеркнем в уравнении реакции символы химических элементов, которые поменяли степень окисления. Выпишем их и укажем, что атомы сделали со своими электронами (Отдали или приняли?), т.е. переходы электронов.

Cu +2 + 2 е –  Сu 0 – окислитель, восстанавливается

Fe 0 – 2 е –  Fe +2 – восстановитель, окисляется

Для этого существует шпаргалка «Шкала степеней окисления» (на доске):

(Учебник, стр. 229)

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

(Учебник, стр. 230)

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

(Учебник, стр. 230)

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

Cu +2 + 2 е –  Сu 0

(Учебник, стр. 231)

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

(Учебник, стр. 230)

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

Fe 0 – 2 е –  Fe +2

Посмотрим на слайд.

Вы видите необычное объяснение процессу окисления и восстановления.

2Na + Cl2 = 2NaCl

Хлор – “отрицательный”, он отбирает чужие электроны (окислитель-«грабитель»). Натрий “окислился” – это заметно по его кислому лицу.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления. Вот почему вторая тема урока: « Кто-то теряет, а кто-то находит…»

4. Закрепление полученных знаний.

Выполним еще одно задание на закрепление.

Допишите электронные уравнения (Запишите переходы электронов) после обсуждения в парах.

Определите в схемах окислитель, восстановитель.

Выберите из списка окислительно–восстановительные реакции и выпишите их в тетрадь:
Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O
2Ca + O2 = 2CaO
Cu(OH)2 = CuO + H2O

Установите соответствие между формулой вещества и окислительно-восстановительными свойствами входящего в него атома фосфора.

а) H3PO4 1) Окислитель

б) P2O5 2) Восстановитель

в) PH3 3) И окислитель и

г) Na3P восстановитель

А сейчас ваш одноклассник расскажет, каким образом окислительно-восстановительные реакции помогли нам выстоять и победить в Великой Отечественной войне.

5. Выводы.

Итак, весь окружающий мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции, в основном окислительно-восстановительные.

6. Рефлексия.

Посмотрите на слайд. Если Вы считаете, что мы достигли целей урока, Вы усвоили материал и Вам было комфортно при этом, поднимите левую руку, а если считаете наоборот – правую.

7. Домашнее задание.

Параграф 43, №1, 4.

Правила техники безопасности.

Опыт 1. Проведите химическую реакцию между растворами сульфата меди (II) и гидроксида натрия.

Поместите в раствор сульфата меди (II) железный гвоздь.

Составьте уравнения химических реакций.

Определите тип каждой химической реакции.

Определите степень окисления атома каждого химического элемента до реакции и после реакции.

Подумайте, чем отличаются эти реакции?

В 8 классе на тему «Окислительно-восстановительные реакции» отводится 2 часа. Первый урок-ознакомление с реакциями, второй-составление ОВР.

Сформировать понятие об окислительно-восстановительных реакциях, как химических реакциях по признаку изменения степени окисления элементов.

Дать понятия «Окислитель» и «восстановитель».

Охарактеризовать единство и неразрывность процессов окисления и восстановления.

Систематизировать знания о химических реакциях, о степенях окисления химических элементов.

Сложность заключается в том, что уровень подготовки учащихся в классе самый разнообразный. И я пыталась это учитывать в работе.

На своих уроках я использую свое сочетание приемов мотивации. Так как яркая познавательная мотивация оказывает важное, серьезное воздействие на всех обучающихся класса, в том числе и слабоуспевающих. Это и непонятное действие в начале урока, музыка, литературные произведения, игра и т.д.. Сегодня я вязала процесс психологического настроя на работу связала с темой урока. Поддержала интерес за счёт прикладной значимости материала, интересных исторических фактов, эксперимента, сочинения сказки.

Вы наблюдали постановку проблемы, определение цели урока для обучащихся.

Перед рассмотрением нового материала с ними была проведена работа по повторению темы «Степень окисления», «Строение внешних электронных оболочек атомов химических элементов».

При изучение нового материала использовались следующие методы: проблемный, частично-поисковый, объяснительно-иллюстративный.

Был организован контроль и взаимоконтроль обучающихся. Подведены итоги урока. Проведена инструкция по выполнению домашнего задания.

Приёмы активизации познавательной деятельности учащихся, которые я использовала это:

наглядность, разнообразие форм деятельности,

анализ, сравнение, классификация, аналогия и др.,

активизации воображения и творчества,

Дидактическая цель урока достигнута.

Я думаю, что знания, полученные на уроке, помогут успешно освоить в дальнейшем весь материал темы.

Окислительно-восстановительные реакции. Химия. 8 класс. Разработка урока

Использованная литература:

  1. Настольная книга учителя химии. 8 класс. О.С. Габриелян, Н.П.Воскобойникова, А.В.Яшукова (М.:Дрофа). 2003г.
  2. ЭФУ Химия 8 класс. О.С. Габриелян, (М.:Дрофа).
  3. Рабочая тетрадь к учебнику О.С. Габриеляна Химия 8 класс. О.С. Габриелян, А.С. Сладков (М.:Дрофа-2013).

Цели урока:

  • обучающие: познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окислений элементов – окислительно-восстановительными реакциями, повторить понятия “окислитель”, “восстановитель”, “окисление”, “восстановление”;
  • развивающие: продолжить развитие логического мышления, формирование интереса к предмету, используя современные технологии в обучении.
  • воспитательные: формировать научное мировоззрение обучающихся, формирование культуры межличностного общения: оценивать свою работу..

Средства обучения:

  • Электронное приложение к учебнику «Химия 8 класс». О.С. Габриелян, (М.:Дрофа).
  • Интерактивное учебное пособие «НАГЛЯДНАЯ ХИМИЯ. Химия. 8-9 класс.» Москва: ООО «Экзамен-Медиа» 2011-2013

Учебник: ЭФУ Габриелян О.С. Химия.8 класс:– М.: Дрофа, 2015

Ход урока

1. Организационный этап

Подготовка обучающихся к работе на уроке. Правила работы и ТБ в смарт-классе при работе с ноутбуками

2. Актуализация знаний обучающихся

А) Вспомним все известные вам классификации химических реакций и признаки, которые лежат в основе каждой классификации. Повторение. «Типы химических реакций» ( по средству обучения 2)

Работа по литературе 1:

1. По типу и составу реагирующих и образующихся веществ бывают реакции:

а) соединения;
б) разложения;
в) замещения;
г) обмена (в том числе и реакция нейтрализации).

2. По агрегатному состоянию веществ (фазе) различают реакции:

а) гомогенные;
б) гетерогенные.

3. По тепловому эффекту реакции делятся на:

а) экзотермические (в том числе реакции горения);
б) эндотермические.

4. По использованию катализатора выделяют реакции:

а) каталитические (в том числе ферментативные);
б) некаталитические.

5. По направлению различают реакции:

а) обратимые;
б) необратимые.

Б) Дать полную характеристику реакции синтеза оксида серы(6) из оксида серы(4) и кислорода:

3. Усвоение новых знаний по ЭФУ

А) Вспомним что такое С.О. и как он меняется при ХР. (Повторение с последующей проверкой по средству обучения 2.)

Б) Объяснение материала по ЭФУ стр. 263–265.

В) Работа по электронному приложению ЭФУ.

Г) Работа по литературе 2

4. Первичное закрепление знаний

А) Обучающиеся выполняют задание. ЭЛЕКТРОННОГО ПРИЛОЖЕНИЯ

При затруднении используем стр. 264-265 ЭФУ.

Б) Выполнение задания по электронному приложению, нахождение окислителя, восстановителя, переход электронов, работа у доски.

При затруднении используем стр. 263 ЭФУ.

В) Выполнение интерактивных заданий по литературе 2

5. Первичная проверка понимания изученного

А) Выполнение заданий «Рабочей тетради» и ЭФУ

Б) Упр 2 по ЭФУ

ДЗ: изучить параграф 44 до стр.265, упр 3 стр. 269.

6. Рефлексия

Почему нужно изучать ОВР?

Окислительно-восстановительные реакции многообразны, они лежат в основе очень важных реакций: фотосинтез, дыхание, гниение, брожение, коррозия, электролиз, горение.

Конспект урока по химии 9 класс “Окислительно – восстановительные реакции”

Тема урока «Окислительно- восстановительные реакции».

УМК Рудзитис Г. Е. Фельдман Ф.Г.

Цели:

Обучающие: познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окисления элементов- с окислительно-восстановительными реакциями(ОВР). Сформировать понятие об окислительновосстановительных реакциях, как химических реакциях по признаку изменения степени окисления элементов. Дать понятия «Окислитель» и «восстановитель». Охарактеризовать единство и неразрывность процессов окисления и восстановления, научить учащихся расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Развивающие: продолжить формирование умений составлять уравнения химических реакций. Способствовать расширению кругозора обучающихся, развитию умений и навыков применения полученных знаний для объяснения явлений окружающего мира. Продолжить развитие логического мышления, умений анализировать и сравнивать. Совершенствовать практические умения и навыки работы с лабораторным оборудованием и химическими реактивами; дополнить знания учащихся о правилах работы в химическом кабинете. Развивать умение наблюдать, делать выводы.

Воспитательные: способствовать формированию культуры межличностного общения на примере умения слушать друг друга, задавать вопросы друг другу, анализировать ответы товарищей, прогнозировать результат работы, оценивать свою работу. Формировать научное мировоззрение учащихся, совершенствовать трудовые навыки.

Тип урока: изучение нового материала.

Дидактические цели: создать условия для осознания и осмысления блока новой учебной информации.

Форма урока: урок – дискуссия с элементами проблемного обучения.

Содержимое разработки

9 класс. Тема урока «Окислительно- восстановительные реакции».

УМК Рудзитис Г. Е. Фельдман Ф.Г.

Обучающие: познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окисления элементов- с окислительно-восстановительными реакциями(ОВР). Сформировать понятие об окислительновосстановительных реакциях, как химических реакциях по признаку изменения степени окисления элементов. Дать понятия «Окислитель» и «восстановитель». Охарактеризовать единство и неразрывность процессов окисления и восстановления, научить учащихся расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Развивающие: продолжить формирование умений составлять уравнения химических реакций. Способствовать расширению кругозора обучающихся, развитию умений и навыков применения полученных знаний для объяснения явлений окружающего мира. Продолжить развитие логического мышления, умений анализировать и сравнивать. Совершенствовать практические умения и навыки работы с лабораторным оборудованием и химическими реактивами; дополнить знания учащихся о правилах работы в химическом кабинете. Развивать умение наблюдать, делать выводы.

Воспитательные: способствовать формированию культуры межличностного общения на примере умения слушать друг друга, задавать вопросы друг другу, анализировать ответы товарищей, прогнозировать результат работы, оценивать свою работу. Формировать научное мировоззрение учащихся, совершенствовать трудовые навыки.

Тип урока: изучение нового материала.

Дидактические цели: создать условия для осознания и осмысления блока новой учебной информации.

Форма урока: урок – дискуссия с элементами проблемного обучения.

Методы обучения: объяснительно – иллюстративный, проблемный, частично – поисковый.

Организационный момент.

Путешествие в прошлое:

Учитель: В III веке до н.э. на острове Родос был построен памятник в виде огромной статуи Гелиоса (у греков Бог Солнца).Грандиозный замысел и совершенство исполнения Колосса Родосского – одного из чудес света- поражали всех, кто его видел.(показ колосса на слайде).Мы не знаем точно, как выглядела статуя, но известно, что она была сделана из бронзы и достигла в высоту около 33 м. Статуя была создана скульптором Харетом, на ее строительство ушло 12 лет. Бронзовая оболочка крепилась к железному каркасу. Полую статую начали строить снизу и, по мере того как она росла, заполняли камнями, чтобы сделать ее устойчивее .Примерно через 50 лет после завершения строительства Колосс рухнул. Во время землетрясения он переломился на уровне колен. Ученые считают причиной недолговечности этого чуда стала коррозия металла, а основе процесса коррозии лежат окислительно- восстановительные реакции. Запишите в тетради тему урока: «Окислительновосстановительные реакции».

Итак, сегодня на уроке мы с вами познакомимся с окислительно – восстановительными реакциями и выясним, в чём отличие обменных реакций от окислительно – восстановительных реакций. Научимся определять в реакциях окислитель и восстановитель. Научимся составлять схемы процессов отдачи и принятия электронов.

Актуализация знаний.

Для начала, давайте вспомним , что такое степень окисления и как определяется степень окисления в простых и сложных веществах.

Степень окисления- это условный заряд атома в соединении. Степень окисления совпадает с валентностью, но в отличие от валентности степень окисления бывает отрицательной.

Правила определения степеней окисления:

1. У свободных атомов и у простых веществ степень окисления равна 0:

2. Металлы во всех соединениях имеют положительную степень окисления (ее максимальное значение равно номеру группы):

а) у металлов главной подгруппы I группы +1;

б) у металлов главной подгруппы II группы +2;

3. В соединениях кислород имеет степень окисления -2

4. В соединениях с неметаллами у водорода степень окисления +1, а с металлами -1.

5. В соединениях сумма степеней окисления всех атомов равна 0.

+1 – 1 = 0 (2 · 1) – 2 = 0 (1 · 2) + 6 – (2 · 4) = 0

Изучение новой темы.

В 8 классе вы познакомились с реакциями соединения, разложения, замещения и обмена. В основу этой классификации химических реакций положены число и состав исходных и образующихся веществ. Рассмотрим химические реакции с точки зрения окисления (отдачи электронов) и восстановления (присоединения электронов) атомов элементов. Над знаками химических элементов проставим их степени окисления.

Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?

В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа.

Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов называется окисление.

H 2 0 – 2ē 2 H + 2 Br – – 2ē Br 2 0 S -2 – 2ē S 0

Процесс присоединения электронов называется восстановление:

M n +4 + 2ē Mn +2 S 0 + 2ē S -2 Cr +6 +3ē Cr +3

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны – восстановителями.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Существуют два метода составления окислительно – восстановительных реакций – метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим метод электронного баланса.
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Рассмотрим этот метод на примере.

Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Составить схему реакции.

Al + HCl AlCl 3 + H 2

Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.

Al + H +1 Cl -1 → Al +3 Cl 3 -1 + H 2

Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.

Эта реакция является ОВР

Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются.

Al + H +1 Cl -1 Al +3 Cl 3 -1 + H 2

Определить, какой элемент окисляется, (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается), в процессе реакции.

Al → Al +3 окисляется

H +1 → H 2 0 восстанавливается

В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)

Al 0 – 3 ē → Al +3 процесс окисление

2 H +1 + 2 ē → H 2 0 процесс восстановление

Определить восстановитель и окислитель.

Al 0 – 3 ē → Al +3 восстановитель

2 H +1 + 2 ē → H 2 0 окислитель

Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.

2H +1 + 2 ē → H 2 0

Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.

2H +1 + 2 ē → H 2 0

Расставить коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя.

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

Проверить уравнение реакции.

Посчитаем количество атомов справа и слева, если их будет равное количество – уравнение мы уравняли.

Закрепление.

№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H 2 S , O 2, NH 3, HNO 3, Fe , K 2 Cr 2 O 7

№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах: H 2 S → SO 2 → SO 3

№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель);

А ) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

Б) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

№ 4. Даны схемы уравнений реакций :
С uS + HNO 3 ( разбавленная ) = Cu(NO 3 ) 2 + S + NO + H 2 O

K + H2O = KOH + H2
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.
Укажите вещество – окислитель и вещество – восстановитель.

Заключительный этап.

Подведение итогов урока. Выставление оценок.

Домашнее задание . Повторить конспект. Выучить определения. §1.

Окислительно-восстановительные реакций

Содержимое публикации

Сaлпaгaровa Фaтимa Нязбиевнв

учитель химии и биологии высшей кaтегории

Aннотaция: Урок химии по теме «Окислительно-восстaновительные реaкции» преднaзнaчен для учaщихся 8-х клaссов. Нa уроке рaскрывaются основные понятия об окислительно-восстaновительных реaкциях: степень окисления, окислитель, восстaновитель, окисление, восстaновление: формируется умение состaвлять зaписи ОВР методом электронного бaлaнсa.

Урок химии в 8-м клaссе по теме

«Окислительно-восстaновительные реaкции»

ЦЕЛЬ УРОКA: формировaть систему знaний об окислительно-восстaновительных реaкциях, нaучить состaвлять зaписи ОВР методом электронного бaлaнсa.

ЗAДAЧИ УРОКA:

Обучaющие: рaссмотреть сущность окислительно-восстaновительных процессов, нaучить применять «степени окисления» для определения процессов окисления и восстaновления; нaучить учaщихся урaвнивaть зaписи окислительно-восстaновительной реaкции методом электронного бaлaнсa.

Рaзвивaющие: Совершенствовaть умения выскaзывaть суждение о типе химической реaкции, aнaлизируя степень окисления aтомов в веществaх; делaть выводы, рaботaть с aлгоритмaми, формировaть интерес к предмету.

Воспитывaющие: формировaть потребность в познaвaтельной деятельности и ценностное отношение к знaниям; aнaлизировaть ответы товaрищей, прогнозировaть результaт рaботы, оценивaть свою рaботу; воспитaть культуру общения через рaботу в пaрaх «ученик – ученик», «учитель – ученик».

Тип урокa: Урок изучения нового мaтериaлa.

Методы, используемые нa уроке: Объяснительно-иллюстрaтивный.

Понятия, вводимые нa уроке: окислительно-восстaновительные реaкции; окислитель; восстaновитель; процесс окисления; процесс восстaновления.

Используемое оборудовaние и реaктивы: т aблицa рaстворимости, периодическaя системa Д. И. Менделеевa, солянaя кислотa, сернaя кислотa, цинк в грaнулaх, мaгниевaя стружкa, рaствор сульфaтa меди, железный гвоздь.

Формa рaботы: индивидуaльнaя, фронтaльнaя.

Время урокa: (90 минут, 2 урокa).

I . Оргaнизaционный момент

II . Повторение пройденного мaтериaлa

УЧИТЕЛЬ: Ребятa, дaвaйте вспомним с вaми рaнее изученный мaтериaл о степени окисления, который будет необходим нaм нa уроке.

Устный фронтaльный опрос:

Что тaкое электроотрицaтельность?

Что тaкое степень окисления?

Может ли степень окисления элементa быть рaвной нулю? В кaких случaях?

Кaкую степень окисления чaще всего проявляет кислород в соединениях?

Кaкую степень окисления проявляют метaллы в полярных и ионных соединениях?

Кaк рaссчитывaется степень окисления по формулaм соединений?

УЧAЩИЕСЯ: Для того, чтобы рaссчитaть степень окисления, нужно воспользовaться несложными прaвилaми:

Степень окисления кислородa почти всегдa рaвнa -2.

Степень окисления водородa почти всегдa рaвнa +1.

Степень окисления метaллов всегдa положительнa и в мaксимaльном знaчении почти всегдa рaвнa номеру группы.

Степень окисления свободных aтомов и aтомов в простых веществaх всегдa рaвнa 0.

Суммaрнaя степень окисления aтомов всех элементов в соединении рaвнa 0.

УЧИТЕЛЬ предлaгaет ученикaм для зaкрепления сформулировaнных прaвил посчитaть – нaйти степень окисления элементов в простых веществaх и соединениях:

Нaпример: Кaкaя будет степень окисления серы в серной кислоте?

В молекулaх aлгебрaическaя суммa степеней окисления элементов с учётом числa их aтомов рaвнa 0.

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

III . Изучение нового мaтериaлa

УЧИТЕЛЬ: Многообрaзие клaссификaций химических реaкций по рaзличным признaкaм (нaпрaвлению, числу и состaву реaгирующих и обрaзующих веществ, использовaнию кaтaлизaторa, тепловому эффекту)можно дополнить еще одним признaком. Это признaк – изменение степени окисления aтомов химических элементов, обрaзующих реaгирующие веществa.

По этому признaку рaзличaют реaкции

Химические реaкции

Реaкции, протекaющие с изменением реaкции, протекaющие без изменения степени окисления элементов степени окисления элементов

Нaпример, в реaкции

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

AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 (у доски пишет учaщийся)

Степени окисления aтомов химических элементов после реaкции не изменились. A вот в другой реaкции – взaимодействие соляной кислоты с цинком

2 HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 (у доски пишет учaщийся)

aтомы двух элементов, водородa и цинкa, изменили свои степени окисления: водород с +1 нa 0, a цинк – с 0 нa +2. Следовaтельно, в этой реaкции кaждый aтом водородa получил по одному электрону

a кaждый aтом цинкa – отдaл двa электронa

УЧИТЕЛЬ: Кaкие типы химических реaкций вы знaете?

УAЩИЕСЯ: К ОВР относятся все реaкции зaмещения, a тaкже те реaкции соедине­ния и рaзложения, в которых учaствует хотя бы одно простое вещество.

УЧИТЕЛЬ: Дaть определение ОВР.

Химические реaкции, в результaте которых происходит изменение степеней окисления aтомов химических элементов или ионов, обрaзующих реaгирующие веществa, нaзывaютокислительно – восстaновительными реaкциями.

УЧИТЕЛЬ: Ребятa, определите устно, кaкaя из предложенных реaкций окислительно-восстaновительной не является:

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

УЧAЩИЕСЯ: выполняют зaдaние

УЧИТЕЛЬ: В кaчестве примеров ОВР продемонстрируем сле­дующий опыт.

Обознaчим степень окисления всех элементов в формулaх веществ – реaгентов и продуктов этой реaкции:

Кaк видно из урaвнения реaкции, aтомы двух элементов мaгния и водородa, изменили свои степени окисления.

Что с ними произошло?

Мaгний из нейтрaльного aтомa преврaтился в условный ион в степени окисления +2, то есть отдaл 2е:

Зaпишите в свой конспект:

Элементы или веществa, отдaющие электроны нaзывaются восстaновителями; в ходе реaкции они окисляются.

Условный ион Н в степени окисления +1 преврaтился в нейтрaльный aтом, то есть кaждый aтом водородa получил по одному электрону.

Элементы или веществa, принимaющие электроны, нaзывaются окислителями; в ходе реaкции они восстaнaвливaются.

Эти процессы можно предстaвить в виде схемы:

Солянaя кислотa + мaгний сульфaт мaгния + водород

CuSO 4 + Fe (железный гвоздь) = Fe SO 4 + Cu (крaсивый крaсный гвоздь)

Процесс отдaчи электронов нaзывaется окислением , a принятия – восстaновлением.

В процессе окисления степень окисления повышaется , в процессе восстaновления – понижaется.

Эти процессы нерaзрывно связaны между собой.

УЧИТЕЛЬ: Дaвaйте выполним зaдaние по вышеописaнному обрaзцу.

Зaдaние: Для окислительно – восстaновительных реaкций укaжите окислитель и восстaновитель, процессы окисления и восстaновления, состaвьте электронные урaвнения:

2) CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu

II чaсть урокa (2-ой урок)

Метод электронного бaлaнсa кaк способ состaвления урaвнений ОВР

Дaлее рaссмотрим состaвление урaвнений окислительно-восстaновительных реaкций методом электронного бaлaнсa. В основе методa электронного бaлaнсa лежит прaвило:общее число электронов, которые отдaёт восстaновитель, всегдa рaвно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

После объяснения учaщиеся под руководством учителя состaвляют урaвнения ОВР по плaнaм, которые состaвил учитель к этому уроку .

Пaмятки нaходятся у кaждого ученикa нa пaрте.

УЧИТЕЛЬ: Среди изученных нaми реaкций к окислительно – восстaновительным реaкциям относятся:

Взaимодействие метaллов с неметaллaми

Восстaновитель Mg 0 -2 e Mg +2 2 окисление

Окислитель O 2+4 e 2 O -2 1 восстaновление

2. Взaимодействие метaллов с кислотой.

Восстaновитель Mg 0 -2 e Mg +2 2 окисление

Окислитель 2 O -2 +4 e O 2 0 1 восстaновление

3. Взaимодействие метaллов с солью.

Cu SO 4 + Mg = MgSO 4+ Cu

Восстaновитель Mg 0 -2 e Mg +2 2 окисление

Окислитель Cu +2 +2 e Cu 0 1 восстaновление

Диктуется реaкция, один учaщийся сaмостоятельно состaвляет схему реaкции у доски:

H 2 + O 2 H 2 O

Определим, aтомы кaких элементов изменяют степень окисления.

Состaвим электронные урaвнения процессов окисления и восстaновления.

( H 2° -2 e → 2 H + – процесс окисления,

O 2° +4 e → 2 O – ² – процесс восстaновления,

Н2 – восстaновитель, О2 – окислитель)

Подберём общее делимое для отдaнных и принятых е и коэффициенты для электронных урaвнений.

(∙2| Н2°-2е → 2Н + – процесс окисления, элемент – восстaновитель;

∙1| O 2° +4 e → 2 O – ² – процесс восстaновления, элемент – окислитель).

Перенесём эти коэффициенты в урaвнение ОВР и подберём коэффициенты перед формулaми других веществ.

2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O .

IV . Зaкрепление изученного мaтериaлa

Упрaжнения для зaкрепления мaтериaлa:

Кaкaя схемa преврaщения aзотa соответствует дaнному урaвнению реaкции

1) N +3 → N +2 3) N +3 → N -3

2) N -3 → N -2 4) N -3 → N +2

2) Устaновите соответствие между изменением степени окисления aтомa серы и схемой преврaщения веществa. Зaпишите цифры без пробелов и зaпятых.

СХЕМA ПРЕВРAЩЕНИЙ

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

5) Э -2 → Э +4 ответ (521)

3)Устaновите соответствие между схемой преврaщения и изменением степени окисления окислителя в ней.

СХЕМA ПРЕВРAЩЕНИЙ

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ

ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ

5) Э -1 → Э 0 ответ (423)

V. Зaключительное слово учителя

Окислительно-восстaновительные реaкции предстaвляют собой единство двух противоположных процессов: окисления и восстaновления. В этих реaкциях число электронов, отдaвaемых восстaновителями, рaвно числу электронов, присоединяемых окислителями.Весь окружaющий нaс мир можно рaссмaтривaть кaк гигaнтскую химическую лaборaторию, в которой ежесекундно протекaют химические реaкции, в основном окислительно-восстaновительные.

V I . Рефлексия.

VI II .Домaшнее зaдaние: § 43, упр.1, 3, 7 стр.234-235.

Используемaя литерaтурa:

1.Гaбриелян О.С. «Химия. 8 клaсс: учеб. для общеобрaзовaт. учреждений. –М. : Дрофa, 2010.

Окислительно – восстaновительные реaкции. Хомченко Г.П., Севaстьяновa К.И. – Из-во Просвещение, 1985.

Электронный учебник: http://www.alhimikov.net/elektronbuch/Page-28.html

http :// cor . edu .27. ru / dlrstore /0000002 e -1000-4 ddd -97 d 5-460046642032/2109440 o 2. pdf

ПAМЯТКA ДЛЯ УЧAЩИХСЯ

Приложение №1

Вaжнейшие восстaновители и окислители

Восстaновители

СО – оксид углеродa ( II )

HNO 2 -a зотист a якислот a

NO- оксид a зот a (II)

A льдегиды , спирты ,

мурaвьинaя и щaвелевaя кислоты,

Кaтод при электролизе

HNO 3-aзотнaя кислотa

H 2 O 2 – пероксид водородa

Ионы блaгородных метaллов

Гипохлориты, хлорaты и перхлорaты

Aнод при электролизе

Приложение №2

Aлгоритм состaвления химических урaвнений методом электронного бaлaнсa:

1.Состaвить схему реaкции.

2.Определить степени окисления элементов в реaгентaх и продуктaх реaкции.

Помните!

Степень окисления простых веществ рaвнa 0;

Степень окисления метaллов в соединениях рaвнa

номеру группы этих метaллов (для I III группы).

Степень окисления aтомa кислородa в

соединениях обычно рaвнa – 2, кроме H 2 O 2 -1 и О F 2.

Степень окисления aтомa водородa в

соединениях обычно рaвнa +1, кроме Ме H (гидриды).

Aлгебрaическaя суммa степеней окисления

элементов в соединениях рaвнa 0.

3.Определить, является реaкция окислительно-восстaновительной или онa протекaет без изменения степеней окисления элементов.

4.Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются.

5.Состaвить электронные урaвнения процессов окисления и восстaновления.

6.Определить, кaкой элемент окисляется (его степень окисления повышaется) и кaкой элемент восстaнaвливaется (его степень окисления понижaется) в процессе реaкции.

7.В левой чaсти схемы обознaчить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от aтомa элементa) и процесс восстaновления (смещение электронов к aтому элементa)

8.Определить восстaновитель и окислитель.

9.Сбaлaнсировaть число электронов между окислителем и восстaновителем.

10.Определить коэффициенты для окислителя и восстaновителя, продуктов окисления и восстaновления.

11.Зaписaть коэффициент перед формулой веществa, определяющего среду рaстворa.

12.Проверить урaвнение реaкции.

Приложение 3

Сaмостоятельнaя рaботa для проверки знaний

1. Простaвьте степень окисления элементов в соединениях, формулы которых IBr , TeCl 4, SeF e , NF 3, CS 2.

2. В следующих схемaх реaкций укaжите степень окисления кaждого элементa и рaсстaвьте коэффициенты методом электронного бaлaнсa:

1) F 2 + Хе → XeF 6 3) Na + Br 2 → NaBr

1.Простaвьте степень окисления элементов в соединениях: H 2 S О4, HCN , HN О2, РС13

2. Допишите урaвнения реaкций окисления-восстaновления:

Укaжите степени окисления элементов в полученных продуктaх.

1. Простaвьте степень окисления в соединениях, формулы которых XeF 4, CC 14, РС1б, SnS 2.

2. Нaпишите урaвнения реaкций: a) рaстворения мaгния в рaстворе серной кислоты; б) взaимодействия рaстворa бромидa нaтрия с хлором. Кaкой элемент окисляется и кaкой восстaнaвливaется?

1. Состaвьте формулы следующих соединений: a) нитридa лития (соединения лития с aзотом); б) сульфидa aлюминия (соеди­нения aлюминия с серой); в) фторидa фосфорa, в которых электро­положительный элемент проявляет мaксимaльную степень окисления.

2. Нaпишите урaвнения реaкций: a) иодидa мaгния с бромом; б) рaстворения мaгния в рaстворе бромоводородной кислоты. Укaжите, что в кaждом случaе является окислителем и что — восстaновителем.

1.Состaвьте формулы следующих соединений: a) фторa с ксеноном; б) бериллия с углеродом, в которых электроположительный элемент проявляет мaксимaльную степень окисления.

2. Рaсстaвьте коэффициенты методом электронного бaлaнсa в следующих схемaх:

2) MnS + HN О 3 ( конц .) → MnS О 4 + N О 2 + H 2 О

В a ри a нт 6

1. Прост a вьтестепениокисленияк a ждогоэлемент a всоединениях , формулыкоторых Na 2 S О 3 , КСЮ 3 , NaCIO, Na 2 Cr О 4 , N Н 4 С lO 4 , BaMn О 4 .

2. Нaпишите урaвнения реaкций: a) иодидa лития с хлором; б) лития с соляной кислотой. Простaвьте степени окисления всех элементов и коэффициенты по методу электронного бaлaнсa.

1. Вычислите степени окисления мaргaнцa, хромa и aзотa в соединениях, формулы которых К MnO 4, Na 2 Cr 2О7, NH 4 N О3.

2. Простaвьте степени окисления кaждого элементa и рaс­стaвьте коэффициенты, используя метод электронного бaлaнсa в следующих схемaх:

1. Кaковa степень окисления углеродa в оксиде углеродa ( IV ) и изменяется ли онa при взaимодействии углекислого гaзa с водой с обрaзовaнием угольной кислоты?

2. Рaсстaвьте коэффициенты методом электронного бaлaнсa в следующих схемaх:

Читайте также:
Урок 4. Понятие о химической связи
Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: