Тема: «Её величество окислительно-восстановительная реакция» . 8 класс
Тип урока. – Приобретение новых знаний.
Задачи урока. Обучающие. Познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степени окисления элементов; с окислительно- восстановительными реакциями (ОВР); научить учащихся расставлять коэффициенты методом электронного баланса.Развивающие. Продолжить развитие логического мышления, умений анализировать, сравнивать, формировать интерес к предмету.Воспитательные. Формировать научное мировоззрение учащихся, совершенствовать трудовые навыки.Методы и методические приёмы. Рассказ, беседа, демонстрация средств наглядности, самостоятельная работа учащихся.Оборудование и реактивы. Репродукция с изображением Колосса Родосского, алгоритм расстановки коэффициентов по методу электронного баланса, таблица типичных окислителей и восстановителей, кроссворд, железный гвоздь растворы NaOH и CuSO 4 , компьютерная презентация. Ход урока.
I .Организационный момент.
II. Вводная часть.(мотивация и целеполагание)
(слайд №1) Учитель. В III в. 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 – одно из чудес света – поражали всех, кто его видел. Мы не знаем точно, как выглядела эта статуя, но известно, что она была сделана из бронзы и достигла в высоту около 33 м. Скульптура была создана скульптором Харетом, на её строительство ушла 12 лет. Бронзовая оболочка крепилась к железному каркасу. Полую статую начали строить снизу и, по мере того, как она росла, заполняли камнями, чтобы сделать её устойчивее. Примерно, через 50 лет после завершения строительства, статуя рухнула. Во время землетрясения она переломилась на уровне колен. Учёные считают, что истинной причиной недолговечности этого чуда стала коррозия металла. А в основе процесса коррозии лежит окислительно-восстановительная реакция. Ребята! Сегодня на уроке вы будите сотрудниками НИИ «Химические реакции». Работать будете в лабораториях под названием «Электрон», «Атом», «Молекула». Впереди нас ждёт очень важная и трудная работа. Проведём небольшую разминку, которая придаст вам силы. Устройтесь поудобнее на стуле, руки положите на колени ладонями вверх, расслабьтесь, закройте глаза, отключите своё внимание от ситуации и сосредоточьтесь на своём дыхании (8 с.), выдохнули, открыли глаза, вы полны сил и энергии, готовы работать на уровне всех своих возможностей, энергично и с вдохновением. К какому типу реакций относится процесс дыхания. (ответ: к окислительно – восстановительной реакции).Ребята! Посмотрите на комнатные растения. Какого они цвета? (зелёные)Какой процесс идёт в зелёных частях растений? (фотосинтез)К какому типу реакций относится процесс фотосинтеза? (к окислительно-восстановительным реакциям). Верно . Ребята! За счет окислительно-восстановительных реакций, которые протекают и в нашем организме. Мы двигаемся, творим, разрушаем, любим – короче живём. Два важнейших процесса – дыхание и фотосинтез, за счет которых живут растения – это основа жизни на Земле и важнейшие процессы на планете связаны с этим типом химических реакций. Окислительно-восстановительные реакции требуют к себе особого внимания. Поэтому и тема урока «Её величество – окислительно-восстановительная реакция». Главный герой окислительно-восстановительных реакций – электрон, а также в них принимают участие атом, молекула, ионы.Давайте немного пофантазируем. Мы живём в 22 в., налаживаем межпланетные контакты. В НИИ «Химические реакции» пос.Новокумского пришёл факс из центра межпланетных контактов: «Срочно предоставить информацию об окислительно-восстановительных реакциях для расширения научных контактов с учёными планеты Марс». Но мы можем эту информацию предоставить только тогда, когда изучим ОВР.(слайд №2) Цель нашего урока: - познакомиться с окислительно-восстановительными реакциями, понятиями «окислитель», «восстановитель». процессами окисления и восстановления; - научиться расставлять коэффициенты методом электронного баланса в уравнениях окислительно-восстановительных реакций.(слайд №3)Девиз урока: «Жить это значит узнавать… Жить это значит творить, Трудясь без устали, С неисчерпаемым вдохновением!» Д.И.Менделеев.
III. Изучение нового материала.
Ребята! Начнем изучение темы с выполнения двух исследований. В пустую пробирку налейте 1-2 мл раствора NaOH и добавьте несколько капель раствора сульфата меди (II). Что наблюдаете? В пробирку прилейте 2 мл раствора сульфата меди (II) и вставьте в неё железный гвоздь. Что наблюдаете?Запишите молекулярные уравнения проведённых реакций. В каждом уравнении расставьте степени окисления элементов в формулах исходных веществ и продуктов реакции.(Два ученика выходят к доске) +2 +6 -2 +1 -2 +1 +2 -2 +1 +1 +6 -2CuSO 4 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
0 +2 +6 -2 +2 +6 -2 0 Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
Изменились ли степени окисления элементов в веществах первой реакции? (нет)А во второй? (да)У каких элементов изменилась степень окисления? (у Fe и Cu). Вторая реакция относится к окислительно-восстановительной. Попробуйте сами дать определение, какие реакции называются окислительно-восстановительными?Ответ: Реакции, в которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции называются окислительно-восстановительными .Для чего же изучают окислительно-восстановительные реакции? Для того, чтобы можно было без труда расставлять коэффициенты в уравнениях химических реакций. Я вас сейчас научу это делать.Что же произошло с окислительно-восстановительной реакцией? До реакции у железа была степень окисления «0», после реакции стала «+2». Видим, что степень окисления повышается, значит, железо является – восстановителем, т.е. отдаёт 2ē.
Атомы, ионы или молекулы – отдающие электроны называются восстановителями. А процесс отдачи ē называют окислением.
Что же произошло со степенью окисления меди? У меди до реакции степень окисления «+2», а после реакции «0». Как видим, степень окисления понизилась, значит, медь является окислителем, т.е. принимает 2ē. Атом, молекула или ион, принимающий электрон называются окислителем. Процесс принятия е называется процессом восстановления.
(слайд №4)Запишем схемы этих процессов.Fe 0 - 2ē → Fe +2 восстановитель (процесс окисления).Cu +2 + 2ē → Cu 0 окислитель (процесс восстановления).
(слайд №5)
Посмотрите схему. − ē + ē → → Восстановитель Окислитель повышает степень окисления понижает степень окисления -ē, окисление. +ē, восстановление.
(слайд №6)
Запомните! Отдать ē – окислиться Взять ē – восстановиться.
В природе всё взаимосвязано и взаимообусловлено, процесс окисления не может существовать без процесса восстановления и наоборот. И число принятых и отданных ē, исходя из закона сохранения массы веществ, должно быть одинаково. Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса и метод полуреакций, мы будем использовать метод электронного баланса. Рассмотрим алгоритм расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса.
(слайд №7)
- Определите степень окисления элементов. Подчеркните символы элементов, степени окисления которых изменяются. Выпишите элементы, меняющие степени окисления. Составьте электронные уравнения, определяющие число отданных и принятых электронов. Уравняйте число отданных и принятых ē, подобрав НОК и дополнительные множители. Допишите уравнение реакции, расставить коэффициенты.
+3 -2 +2 -2 0 +4 -2 Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Fe +3 + 3ē → Fe 0 2 окислитель (процесс восстановления) C +2 − 2ē → C +4 3 восстановитель (процесс окисления)
2Fe +3 + 3C +2 → 2Fe 0 + 3C +4 Fe2O3 + 3CO ═ 2Fe + 3CO 2 Вещества, являющиеся восстановителями и окислителями во многих реакциях, называются типичными. (слайд №8) Типичные окислители: F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 , H 2 SO 4 , O 2 , HNO 3 , MnO 2 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , H 2 O 2 , K 2 MnO 4 , O 3 . (слайд №9) Типичные восстановители: Н 2 , С, металлы, Н 2 S, СО, SО 2 , НJ, FeSO 4 , NH 3 .
(работа с учебником стр 178) . Окислительно-восстановительные реакции очень распространены. С ними связаны не только процессы коррозии, дыхания, фотосинтеза, но и брожения, гниения, обмена веществ, протекающие в живом организме, их можно наблюдать и при сгорании топлива. Окислительно-восстановительные реакции сопровождают круговорот веществ в природе. Знаете ли вы: - что в атмосфере ежедневно образуется примерно 2 миллиона тонн HNO 3 , или 700 миллионов тонн в год, и виде слабого раствора выпадает на Землю с дождями. (человек производит лишь 30 миллионов в год). Что же происходит в атмосфере? Воздух по объёму содержит 78 % азота, 21 % кислорода и 1 % других газов. Под действием грозовых разрядов, а на Земле ежесекундно вспыхивает в среднем 100 молний, происходит взаимодействие молекул N 2 с молекулами О 2 с образованием оксида азота (IV). t 0 N 2 + O 2 → NO Оксид азота (II) легко окисляется атмосферным кислородом в оксид азота (IV). NO + O 2 ═ NO 2 Образовавшийся NO 2 взаимодействуя с атмосферной влагой в присутствии кислорода, превращается в азотную кислоту. NO 2 + H 2 O + O 2 → HNO 3 Проверим, являются ли эти реакции окислительно-восстановительными? Что для этого нужно сделать? (расставить степени окисления) IV . Задания для закрепления. Расставьте в приведённых схемах реакций степени окисления методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. К доске вызываются ученики. 0 0 +2 +2 1) N 2 + O 2 → NO
0 +2 N 2 − 4ē → 2N 1 восстановитель (процесс окисления)
0 0 +2 -2N 2 + O 2 → 2N + 2ON 2 + O 2 ═ 2NO
+2 -2 0 +4 -2 2 ) NO + O 2 → NO 2
+2 +4 N − 2ē → N 2 восстановитель (процесс окисления)
0 -2 O 2 + 4ē → 2O 1 окислитель (процесс восстановления)
+2 +4 -22N + O 2 = 2N + 2O2NO + O 2 = 2NO 2
+4 -2 0 +1 -2 +1 +5 -2 3) NO 2 + O 2 + H 2 O → HNO 3
+4 +5 N − 1ē → N 4 восстановитель (процесс окисления)
0 -2 O 2 + 4ē → 2O 1 окислитель (процесс восстановления)
+4 0 +5 -24N + O 2 → 4N +2O4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3
Ну, а теперь, ребята, готовы ли мы передать информацию по факсу в центр межпланетных контактов об окислительно-восстановительных реакциях для расширения научных связей с учёными планеты Марс.
Рефлексия. Что же вы узнали? С какими реакциями вы познакомились? Какая частица является окислителем, а какая восстановителем? Какой процесс называется окислением? А какой - восстановлением?
Понравилась ли вам эта работа?Д/з. Решить кроссворд.
Решив кроссворд вы узнаете, что вещества KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 – сильные … (по вертикали 2) По горизонтали .
- Какой процесс отображает схема:
ОТВЕТЫ НА КРОССВОРД
По горизонтали: 1. Восстановление. 3. Экзотермической. 4. Оксид. 5. Окисление. 6. Баланса. 7. Три. 8. Восстановитель. 9. Замещения. 10. Ноль. 11. Цинк.По вертикали: 2. Окислители.
На уроке рассматривается сущность окислительно-восстановительных реакций, их отличие от реакций ионного обмена. Объясняются изменения степеней окисления окислителя и восстановителя. Вводится понятие электронного баланса.
Тема: Окислительно-восстановительные реакции
Урок: Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим реакцию магния с кислородом. Запишем уравнение этой реакции и расставим значения степеней окисления атомов элементов:
Как видно, атомы магния и кислорода в составе исходных веществ и продуктов реакции имеют различные значения степеней окисления. Запишем схемы процессов окисления и восстановления, происходящих с атомами магния и кислорода.
До реакции атомы магния имели степень окисления, равную нулю, после реакции - +2. Таким образом, атом магния потерял 2 электрона:
Магний отдает электроны и сам при этом окисляется, значит, он является восстановителем.
До реакции степень окисления кислорода была равна нулю, а после реакции стала -2. Таким образом, атом кислорода присоединил к себе 2 электрона:
Кислород принимает электроны и сам при этом восстанавливается, значит, он является окислителем.
Запишем общую схему окисления и восстановления:
Число отданных электронов равно числу принятых. Электронный баланс соблюдается.
В окислительно-восстановительных реакциях происходят процессы окисления и восстановления, а значит, меняются степени окисления химических элементов. Это отличительный признак окислительно-восстановительных реакций .
Окислительно-восстановительными называют реакции, в которых химические элементы изменяют свою степень окисления
Рассмотрим на конкретных примерах, как отличить окислительно-восстановительную реакцию от прочих реакций.
1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Для того чтобы сказать, является ли реакция окислительно-восстановительной, необходимо расставить значения степеней окисления атомов химических элементов.
1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2
1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Обратите внимание, степени окисления всех химических элементов слева и справа от знака равенства остались неизменными. Значит, эта реакция не является окислительно-восстановительной.
4 +1 0 +4 -2 +1 -2
2. СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О
В результате данной реакции степени окисления углерода и кислорода поменялись. Причем углерод повысил свою степень окисления, а кислород понизил. Запишем схемы окисления и восстановления:
С -8е =С - процесс окисления
О +2е = О - процесс восстановления
Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, т.е. соблюдался электронный баланс , необходимо домножить вторую полуреакцию на коэффициент 4:
С -8е =С - восстановитель, окисляется
О +2е = О 4 окислитель, восстанавливается
Окислитель в ходе реакции принимает электроны, понижая свою степень окисления, он восстанавливается.
Восстановитель в ходе реакции отдает электроны, повышая свою степень окисления, он окисляется.
1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. - М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.67)
2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. - М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)
3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)
4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.54-55)
5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)
Дополнительные веб-ресурсы
1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) ().
2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (интерактивные задачи по теме) ().
3. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().
Домашнее задание
1. №10.40 - 10.42 из «Сборника задач и упражнений по химии для средней школы» И.Г. Хомченко, 2-е изд., 2008 г.
2. Участие в реакции простых веществ - верный признак окислительно-восстановительной реакции. Объясните почему. Напишите уравнения реакций соединения, замещения и разложения с участием кислорода О 2 .
Урок по химии на тему «Окислительно-восстановительные реакции»
в 11 классе.
Материал подготовила
Дудник Светлана Евгеньевна,
учитель химии первой категории
МАОУ СОШ № 211 г.Новосибирска
Цель:
углубление знаний обучающихся и подготовка к олимпиадам и ЕГЭ.
Задачи:
Образовательные задачи:
Закрепить знания учащихся об окислительно – восстановительных реакциях; закрепить умения учащихся в составлении уравнений окислительно – восстановительных реакций
выработать умения по составлению уравнений окислительно-восстановительных реакций
выработать умения по определению окислителя и восстановителя
формирование химически грамотной личности, готовой к жизнедеятельности в постоянно меняющейся среде, дальнейшему образованию и самообразованию.
Развивающие задачи:
способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету
формирование умений анализировать, сопоставлять и обобщать знания по теме.
Воспитательные задачи:
воспитание осознанной потребности в знаниях;
воспитание активности и самостоятельности при изучении данной темы, умения работать в группе, умения слушать своих одноклассников.
Вид урока: урок – упражнение.
Форма организации учебной деятельности : индивидуальная и групповая.
Оборудование : компьютер, мультимедийный проектор, экран, документ-камера.
Методы обучения:
Общий метод (частично – поисковый).
Частный метод (словесно – наглядно – практический).
Конкретный метод (объяснение с элементами беседы).
Ход урока
Актуализация знаний. Воспроизведение ранее полученных знаний.
Организационный момент
Сообщение темы, постановка темы и задач урока
Учитель.
Что такое окислительно-восстановительные реакции?
Любая ОВР представляет собой совокупность процессов отдачи и присоединения электронов.
Как называется процесс отдачи электронов?
Процесс отдачи электронов называют окислением.
Как называются частицы, отдающие электроны?
Частицы (атомы, молекулы или ионы), отдающие электроны, называют восстановителями.
Учитель.
В результате окисления степень окисления восстановителя увеличивается. Восстановителями могут быть частицы в низшей или промежуточной степенях окисления. Важнейшими восстановителями являются: все металлы в виде простых веществ, особенно активные; C, CO, NH 3 , PH 3 , CH 4 , SiH 4 , H 2 S и сульфиды, галогеноводороды и галогениды металлов, гидриды металлов, нитриды и фосфиды металлов.
Как называется процесс присоединения электронов и частицы, принимающие электроны?
Процесс присоединения электронов называют восстановлением. Частицы, принимающие электроны, называют окислителями.
Учитель.
В результате восстановления степень окисления окислителя уменьшается. Окислителями могут быть частицы в высшей или промежуточной степенях окисления. Важнейшие окислители: простые вещества-неметаллы, обладающие высокой электроотрицательностью (F 2 , Cl 2 , O 2), перманганат калия, хроматы и дихроматы, азотная кислота и нитраты, концентрированная серная кислота, хлорная кислота и перхлораты.
Оперирование знаниями, овладение способами деятельности в новых условиях
Учащиеся выполняют ТЕСТ «Степени окисления» (Приложение 4.)
Обобщение и систематизация знаний и способов действий.
Учитель.
Различают три типа окислительно-восстановительных реакций.
Межмолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель входят в состав различных веществ, например:
Внутримолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества. Это могут быть разные элементы, например:
или один химический элемент в разных степенях окисления, например:
Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) – окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, например:
Для составления уравнений ОВР можно использовать метод электронного баланса (электронных схем) или метод электронно-ионного баланса. Рассмотрим один из методов.
Метод электронного баланса:
Задание 1. Составить уравнения ОВР с помощью метода электронного баланса, определить тип ОВР.
1. Цинк + дихромат калия + серная кислота = сульфат цинка + сульфат хрома(III) + сульфат калия + вода.
Решение
Электронный баланс:
2. Сульфат олова(II) + перманганат калия + серная кислота = сульфат олова(IV) + сульфат марганца + сульфат калия + вода.
3. Йодид натрия + перманганат калия + гидроксид калия = йод + манганат калия + гидроксид натрия.
4. Сера + хлорат калия + вода = хлор + сульфат калия + серная кислота.
5. Йодид калия + перманганат калия + серная кислота = сульфат марганца(II) + йод + сульфат калия + вода.
6. Сульфат железа(II) + дихромат калия + серная кислота = сульфат железа(III) + сульфат хрома(III) + сульфат калия + вода.
7. Нитрат аммония = оксид азота(I) + вода.
Ответы на упражнения задания 1
Задание 3. Составить уравнения ОВР.
2. Оксид марганца(IV) + кислород + гидроксид калия = манганат калия +...................... .
3. Сульфат железа(II) + бром + серная кислота = ...................... .
4. Йодид калия + сульфат железа(III) = ....................... .
5. Бромоводород + перманганат калия = ............................. .
6. Хлороводород + оксид хрома(VI) = хлорид хрома(III) + ...................... .
7. Аммиак + бром = ...................... .
8. Оксид меди(I) + азотная кислота = оксид азота(II) + ...................... .
9. Сульфид калия + манганат калия + вода = сера + ...................... .
10. Оксид азота(IV) + перманганат калия + вода = ...................... .
11. Йодид калия + дихромат калия + серная кислота = ............................. .
Ответы на упражнения задания 3
Определение и разъяснение домашнего задания.
Приложение 1.
Восстановители:
Окись углерода (II) (CO)
Сероводород (H2S)
оксид серы (IV) (SO2)
сернистая кислота H2SO3 и ее соли
Галогеноводородные кислоты и их соли
Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3
Азотистая кислота HNO2
аммиак NH3
гидразин NH2NH2
оксид азота(II) (NO)
Катод при электролизе
Окислители:
Галогены
Перманганат калия(KMnO4)
манганат калия (K2MnO4)
оксид марганца (IV) (MnO2)
Дихромат калия (K2Cr2O7)
хромат калия (K2CrO4)
Азотная кислота (HNO3)
Серная кислота (H2SO4) конц.
Оксид меди(II) (CuO)
оксид свинца(IV) (PbO2)
оксид серебра (Ag2O)
пероксид водорода (H2O2)
Хлорид железа(III) (FeCl3)
Бертоллетова соль (KClO3)
Анод при электролизе.
Приложение 2.
П р а в и л а д л я о п р е д е л е н и я с т е п е н е й о к и с л е н и я
Степень окисления атомов простых веществ равна нулю.
Сумма степеней окисления атомов в сложном веществе (в молекуле) равна нулю.
Степень окисления атомов щелочных металлов +1.
Степень окисления атомов щелочно-земельных металлов +2.
Степень окисления атомов бора, алюминия +3.
Степень окисления атомов водорода +1 (в гидридах щелочных и щелочно-земельных металлов –1).
Степень окисления атомов кислорода –2 (в пероксидах –1).
Приложение 3.
Памятка
возможные степени окисления элементов
Марганец: +2, +3, +4, +6, +7.
Хром: +2, +3, +6.
Железо: +2, +3, +6.
Азот: -3, 0, +1, +2, +4, +5.
Сера: -2, 0, +4, +6.
Фосфор: -3, 0, +3, +5.
Хлор: -1, 0, +1, + 3, +5, +7.
Металлы, имеющие высшие степени окисления, образуют кислотные оксиды.
Перманганат калия: КМпО 4 .
Это сильный окислитель. Он легко окисляет многие органические вещества, превращает соли железа(2) в соли железа(3), сернистую кислоту в серную, из соляной кислоты выделяет хлор.
Вступая в химические реакции ион МnО 4 - может восстанавливаться в различной степени:
В кислой среде (рН
В нейтральной среде (рН=7) до МnО 2.
В щелочной среде (рН>7) до МnО 4 2-
Перекись водорода.
Степень окисления элемента кислород в перекиси водорода равна
1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления элемента кислорода в воде(-2), и в молекулярном кислороде(0). Поэтому перекись водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность.
Если перекись служит окислителем, то она восстанавливается до воды Н 2 О.
Если перекись служит восстановителем, то она окисляется до молекулярного кислорода-О 2 .
Соли хроматы и дихроматы.
Хроматы (окрашенные в ярко-жёлтый цвет) в кислой среде переходят в дихроматы (оранжевого цвета), дихроматы в щелочной среде переходят в хроматы.
Хроматы и дихроматы-сильные окислители и в уравнениях окислительно-восстановительных реакций они меняют степень окисления с +6 до +3.
Соединения хлора.
НСlО-хлорноватистая кислота(соли-гипохлориты)
НСlО 2 -хлористая (соли-хлориты)
НСlО 3 -хлоноватая (соли-хлораты)
НСlО 4 -хлорная (соли-перхлораты)
При взаимодействии галогенов со щелочами в холодном растворе образуются гипохлориты, а в горячем-хлораты (например хлорат калия или бертолетова соль-КСlО 3).
Концентрированная азотная кислота
Если в качестве исходного вещества для проведения ОВР с другими веществами берут концентрированную азотную кислоту, в результате реакции она восстанавливается до оксида азота NO 2
Приложение 4.
ТЕСТ «Степени окисления»
Вариант 1.
1 .
Ион, в составе которого 16 протонов и 18 электронов, имеет заряд
1) +4 2) -2 3) +2 4) -4
2. Восьмиэлектронную внешнюю оболочку имеет ион
1) Р 3+ 2) S 2- 3) С1 5+ 4) Fe 2+
3. Одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня имеют Са 2+ и
1) К + 2) Ne 0 3) Ва 2+ 4) F -
4. Электронная конфигурация Is 2 2 s 2 2 p 6 соответствует иону
1) А1 3+ 2) Fe 3+ 3) Zn 2+ 4) Cr 3+
Вариант 2.
1. Двухэлектронную внешнюю оболочку имеет ион
1) S 6+ 2) S 2- 3) Вг 5+ 4) Sn 4+
2. Электронная конфигурация Is 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 соответствует иону
1) С l - 2) N 3- 3) Br - 4) О 2-
3. Одинаковое электронное строение имеют частицы
1) Na 0 и Na + 2) Na 0 и K 0 3) Na + и F - 4) Cr 2+ и Сr 3+
4. Иону Al 3+ отвечает электронная конфигурация:
1) 1s 2 2s 2 2p 6 2) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 4) Is 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
Ответы :
Вариант 1.
Вариант2.
Приложение 5.
Домашнее задание
Задача.
Сплавы на основе меди называет бронзами. Кольца из бериллиевой бронзы – точная копия золотых. Они не отличаются от золотых ни по цвету, ни по весу и, подвешенные на нитку, при ударе о стекло издают мелодичный звук. Короче говоря, подделку не обнаружить ни на глаз, ни на слух, ни на зуб. Предложите способы определения подделки: на собственной кухне, в химической лаборатории (2 способа). Запишите уравнения реакций, назовите их признаки.
Ответ.
На кухне. Нагреть «золотое» кольцо на газовой плите, медь окисляется на воздухе до черного оксида меди (II) CuO (то есть кольцо из бронзы при нагревании темнеет).
В лаборатории.
Растворить кольцо в азотной кислоте. Золото высокой пробы в азотной кислоте не растворяется, а вот медь, входящая в состав бронзы, взаимодействует с HNO 3. Признаки: раствор голубого цвета, выделение бурого газа «лисий хвост».
Cu + 4HNO 3 конц. = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Золото не растворяется и в конц. H 2 SO 4 , а вот медь при нагревании растворяется:
Сu + 2H 2 SO 4 конц. = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Признаки: раствор голубого цвета, выделение газа.
Анализ проведенного занятия
Урок проведен в 11 классе. Поставленной цели - углубление знаний обучающихся и подготовка к олимпиадам и ЕГЭ, достичь удалось. Учащимся выданы памятки, необходимые для более полного усвоения темы и используемые при выполнении домашнего задания.
Основные проблемы, возникшие у учащихся в усвоении содержания учебного материала по теме «Окислительно-восстановительные реакции», связаны с составлением ОВР методом электронного баланса.
Используя алгоритм, составленный учителем совместно с учащимися, удалось откорректировать основные действия по написанию ОВР и избежать основных ошибок.
Тема урока: Кто-то теряет, а кто-то находит.
(Окислительно-восстановительные реакции)
Цель урока: Систематизировать, расширить, углубить и актуализировать знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях на основе межпредметных связей.
Задачи урока
1) Учебная – расширить и закрепить:
- знания о степени окисления, окислителях и восстановителях;
- навыки решения познавательных задач;
- умение применять полученные знания в повседневной жизни.
2) Воспитательная – воспитывать чувство ответственного отношения к здоровью; бережного отношения к природе.
3) Развивающая - развитие умений и навыков, способствующих интегрированному подходу к решению познавательных задач.
Тип урока: Урок формирования и совершенствования знаний
Оборудование:
Мультимедийный проектор, компьютер, интерактивная доска SMART. Растворы веществ: KMnO4, H2SO4, KOH, K2SO3, необходимые для проведения демонстрационного эксперимента (ОВР в различных средах)
ХОД УРОКА
Организация урока (1 мин)
Здравствуйте ребята. Ваша работоспособность и активность на уроке помогут нам расширить границы знаний, и сделает всех нас более чуткими и внимательными к окружающей нас природе.
Постановка цели и актуализация знаний (2 мин)
Мир вокруг нас велик и многообразен. Жизнь окружает нас повсюду. О ней свидетельствуют жужжание насекомых, щебетанье птиц, шуршание мелких зверьков. Она существует как в ледяных полярных зонах (Слайд №1), так и в раскаленных пустынях (Слайд №2), . Мы встречаем ее повсюду, начиная с освященной солнцем поверхности моря и кончая самыми темными глубинами океана. Под нашими ногами трудится несметное количество микроорганизмов, делая почву плодородной и пригодной для роста растений (Слайд №3), которые, в свою очередь, необходимы другим формам жизни. Земля насыщена в таком изобилии, что это потрясает наше воображение. Одним словом, жизнь это самая большая ценность нашей планеты и ее самая уникальная отличительная особенность. Окружающий нас мир – это гигантская химическая лаборатория, в которой ежесекундно протекают тысячи реакций, в основном – окислительно-восстановительные, и пока они существуют, эти реакции, пока есть условия для их протекания, возможно и все окружающее нас великолепие, возможна сама жизнь.
Тема нашего сегодняшнего урока:
(Слайд № 4) Кто – то теряет, а кто-то находит
(окислительно – восстановительные реакции)
Природа – это лучшая и объективная учительница
при решении самых трудных вопросов науки .
В. В. Докучаев
III. Закрепление имеющихся знаний учащихся, расширение и формирование новых. (10 мин)
1. Блиц-опрос:
(при наличии в кабинете интерактивной доски SMART Notebook, фронтальная беседа протекает с ее помощью; функция: вопрос-ответ, штора, если нет, то при помощи презентации: вопрос и ответ с эффектом анимации
1.1 . Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
ОВР - это реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
1.2 . Окислительно-восстановительная реакция представлена схемой
a) ZnO + HCL = ZnCL2 + H2O
b) C2H4 + Br2 = C2H4Br2
c) NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2
1.3 . Дайте определение степени окисления атома.
Степень окисления – это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения (и ионные и ковалентно - полярные) состоят только из ионов.
1.4 . На чем основан метод электронного баланса?
Этот метод основан на сравнении степени окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции.
1.5 . Как называются атомы, молекулы и ионы, которые отдают электроны?
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются
1.6 . От чего зависят восстановительные свойства?
Чем ниже степень окисления элемента, чем меньше его электроотрицательность, тем сильнее восстановительные свойства.
1.7 . Как называются атомы, молекулы и ионы, которые присоединяют электроны?
Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются
1.8. От чего зависят окислительные свойства?
Чем выше степень окисления элемента и больше его электроотрицательность, тем сильнее окислительные свойства.
2. Расширение знаний обучающихся:
Учитель: На проявление окислительно-восстановительных свойств влияет такой фактор, как устойчивость молекулы или иона. Чем прочнее частица, тем в меньшей степени она проявляет окислительно-восстановительные свойства. Например, электроотрицательность азота достаточно высока, но в его молекуле тройная связь (N = N), молекула очень устойчива, азот химически пассивен. Или HClO более сильный окислитель, чем HClO4, так как хлорноватистая кислота менее устойчивое в растворах соединение, чем хлорная.
Для веществ, имеющих атомы элементов в промежуточной степени окисления, возможно проявление как окислительных, так и восстановительных свойств.
3. Закрепление. Экспресс-опрос
3.1. К восстановителям относятся:
AL, CL2, HBr, O3, KMnO4,
3.2. К окислителям относятся
H2 SO4, O2, H2, Mg, K2MnO4
3.3. И окислительными и восстановительными свойствами могут обладать
CO, NaNO3, HNO2, Cu2O, H2SO3
3.4. Более сильными окислителями являются
a) HNO3 или HNO2 ?
b) S или SO2 ?
c) Cu, Cu2O или СuO?
4. Индивидуальный контроль знаний
4.1. Тестовый контроль имеющихся знаний
| К окислительно-восстановительным реакциям не относится реакция, представленная схемой: А) NO + O2 ® NO2 Б) C2H4 + Br2 ® C2H4Br2 В)CaCO3 ®CaO + CO2 Г) KNO3 ® KNO2 + O2 | К окислительно-восстановительным реакциям относится реакция, представленная схемой: А) H2O + CaO ® Ca(OH)2 Б) H2O + P2O5 ® HPO3 В) NaHCO3 ® Na2CO3 + H2O + CO2 Г) CH4 + CL2 ®CH3CL + HCL |
|
| Степень окисления (-3) имеет азот в соединении: А) HNO2 Б) HNO3 В) NH4NO3 Г) NaNO2 | Степень окисления (–1) имеет сера в соединении: А)FeS Б) FeSO4 |
|
| Процесс окисления имеет место в случае, когда: | Процесс восстановления имеет место в случае, когда: А) Нейтральные атомы превращаются в отрицательно заряженные ионы Б) Нейтральные атомы превращаются в положительно заряженные ионы В) Положительный заряд иона увеличивается Г)Отрицательный заряд иона увеличивается |
|
| Только окислительные свойства проявляет: А) S0 Б) CI+7 В) N20 Г) N+3 | И окислительные и восстановительные свойства проявляет: А) Mn+7 Б) Cu0 В) Cu+2 Г) Cu+1 |
|
| Восстановительные свойства простых веществ, образованных элементами второго периода слева направо: А) Уменьшаются Б) Усиливаются В) Изменяются периодически Г) Не изменяются | Окислительные свойства простых веществ, образованных элементами седьмой группы, главной подгруппы с увеличением заряда ядра: А) Уменьшаются Б) Усиливаются В) Изменяются периодически Г) Не изменяются |
|
4.2. Дифференцированный опрос учащихся у доски (остальные учащиеся в это время работают самостоятельно)
KMnO4 + KOH + K2SO3 =K2MnO4 + K2SO4 + H2O
KMnO4 + H2SO4 + K2SO3 = MnSO4 + K2SO4 + H2O
KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
SO2 + H2S = S + H2O
С4Н10 + О2 = СН3СООН + Н2О
4.3. Расширение знаний учащихся
Особенности окислительно-восстановительных реакций в органической
Можно использовать средние арифметические степени окисления атомов водорода
С410/4Н10+1 + О20 = С20Н4+1О2-2 + Н2+1О-2
4С10/4 –10 e = 4С0 2 - восстановитель
О20 +4 e = 2О-2 5 - окислитель
5. Введение новых знаний:
5.1 . Классификация окислительно-восстановительных реакций.
Учащиеся, (с помощью учителя) определяют тип тех ОВР, уравнения реакций которых написаны на доске и в тетрадях обучающихся.
Различают два типа окислительно-восстановительных реакций:
Межмолекулярные ОВР
К межмолекулярным ОВР относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.
Вопрос: Определите межмолекулярные ОВР?
Внутримолекулярные ОВР
К внутримолекулярным ОВР относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном веществе.
Вопрос: Определите внутримолекулярные ОВР?
В отдельную группу можно выделить реакции диспропорционирования и компропорционирования
К реакциям диспропорционирования относятся внутримолекулярные ОВР, протекание которых сопровождается одновременным повышением и понижением степени окисления атомов одного и того же элемента (по сравнению с первоначальной степенью окисления).
Вопрос: Какую из реакций можно отнести к реакциям диспропорционирования?
К реакциям компрпорционирования относятся межмолекулярные ОВР, в которых окислителем и восстановителем является атом одного и того же химического элемента, но в разных степенях окисления.
Вопрос: Какая из реакций, может быть отнесена к реакциям компропорционирования?
5.2 .Условия протекания ОВР, в зависимости от реакции среды.
Демонстрационный эксперимент «Влияние среды на условия протекания
Разлить в 2 колбы раствор перманганата калия. К первому раствору добавить серную кислоту, во вторую - щелочь, затем к каждому раствору добавить сульфит калия и перемешать.
Вопрос: Посмотрите внимательно на уравнения реакций и определите, в какой колбе щелочная, а в какой кислая среда?
5.3. Перенос имеющихся знаний в нестандартную ситуацию.
Проблемная ситуация:
Какая из приведенных схем отражает реально протекающее химическое явление, а какая является ошибочной?
(при наличии в кабинете интерактивной доски, проблемная ситуация разрешается с ее помощью)
HCLO3 = HCLO2 + HCL
HCLO3 = HCLO4 + HCL
Вывод: Возможно протекание второй ОВР, так как здесь есть и окислитель и восстановитель.
По мере расширения масштабов химического производства, к сожалению, растет и число аварий, связанных с выбросами вредных веществ. В воду может попасть и фенол – вызывающий отравления – рвоту и боли в подложечной области. Предложите эффективный способ очистки воды от фенола.
В газете «Известия» появилась заметка «Обручальные гайки» - поучительная с химической точки зрения. Автор пишет: «Кольца из бериллиевой бронзы – точная копия золотых. Они не отличаются от последних ни по цвету, ни по весу и, подвешенные на нитку, при ударе о стекло издают характерный, искренно – мелодичный звук. Короче говоря, подделку не обнаружишь ни на глаз, ни на вкус, ни на зуб». Предложите способы, с помощью которых можно отличить подделку?
VI. Значение ОВР
Всем известны семь чудес света. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе «семи чудес живой и неживой природы»
Фотосинтез, дыхание, гниение, брожение , коррозия, электролиз, горение.
Беседа с учащимися о значении фотосинтеза и его роли в природе
Первый крик ребенка, порождает первый вдох, начало новой жизни. Дыхание характерно для большинства живых организмов, оно просто неотделимо от жизни.
Благодаря процессам гниения осуществляется круговороты веществ в природе. Гнилостные бактерии, переводя органическое вещество в неорганическое, как бы начинают круговорот жизни.
Брожение может осуществляться и под действием дрожжей, о значении которых знает каждый, достаточно остановиться на хлебопечении…
О вредном действии коррозии знают все, но нельзя и недооценивать ее значение, я остановлюсь только на одном факте. С глубокой древности известен способ превращения железа в сталь, через ржавление. Черкесы на Кавказе закапывали полосовое железо в землю, а, откопав его через 10-15 лет, выковывали из него свои сабли, которые могли перерубить даже ружейный ствол, щит врага. После выкапывания ржавое железо вместе с органическими веществами нагревали в горнах, ковали, а затем охлаждали водой – закаливали.
Слайд №10
Золочение предметов известно с давних пор, так как позолоченные изделия очень красивы. Прежде, когда электролиз и гальванотехника не были изобретены, изделия из металлов золотили так: на них наносили тестообразную амальгаму золота (сплав его с ртутью); затем накаливали докрасна; при этом ртуть испарялась, а золото оставалось. Но пары ртути очень ядовиты, так, например, при золочении куполов Исаакиевского собора в Петербурге от отравления ртутью погибло 60 рабочих.
Слайды №11, 12, 13
Очень трудно было нашим предкам, тем, кто отвечал за сохранность и поддержание огня всего племени, и тем, кто только, только научился его добывать. С огнем связано очень много: это и тепло родного очага, успокаивающее пламя свечи, приготовление пищи, песни у костра… но с огнем шутить нельзя, необходимо осторожно и бережно обращаться с ним, потому что его сила не только созидающая, но и разрушающая, способная погубить все живое.
VII. Определение и разъяснение домашнего задания
1. Значение ОВР в природе и жизни человека (творческие мини-сообщения обучающихся).
2. Дифференцированное задание:
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, определите окислитель и восстановитель в следующих схемах
1 уровень:
Zn + H2SO4 (конц) = ZnSO4 + H2O + S
2 уровень
KMnO4 + HCl = Cl2 + KCl + MnCl2 + ?
3 уровень
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + ?+ ? + ?
C2H4 + KMnO4 + H2O = C2H6O2 + MnO2 + ?
