Дидактические материалы для учителей химии "Изучение окислительно-восстановительных реакций"

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение

«Средняя общеобразовательная школа № 2»

ДИДАКТИЧЕСКИЕ МАТЕРИАЛЫ

для учителя химии

«ИЗУЧЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ»

                                          Номинация: дидактические материалы

Автор:

Волкорез Елена Ильинична

учитель химии, 

высшая квалификационная  категория

г. Радужный, 2014 г.

Дидактические материалы по химии

«Изучение окислительно - восстановительных реакций»

             В условиях компетентностного  подхода к  образованию  изучение химии в общеобразовательной школы нацелено на формирование  базовых компетенций учащихся:

-  учебно-познавательной (определять цели и порядок работы, самостоятельно планировать свою учебную деятельность и учиться, устанавливать связи между отдельными объектами, применять освоенные способы в новых ситуациях, осуществлять самоконтроль);

- коммуникативной (сотрудничать, оказывать помощь другим, участвовать в работе команды, обмениваться информацией);

- информационной (самостоятельно искать, анализировать и отбирать информацию, структуировать, преобразовывать, сохранять и передавать её);

- личностного самосовершенствования (анализировать свои достижения и ошибки, обнаруживать проблемы и затруднения в сообщениях одноклассников, осуществлять взаимную помощь и поддержку в затруднительных ситуациях, критически оценивать и переоценивать результаты своей деятельности

Содержательная компонента  курса «Химия» в рамках   требований государственного образовательного стандарта сроится вокруг понятия окислительно-восстановительные реакции, которое является одним из центральных в науке.

Понимание содержания  понятия окислительно-восстановительные и применение его компонентов   в жизни очень важно, так как  именно окислительно-восстановительные реакции широко распространены в природе и используются в технике. В основе жизни лежат окислительно-восстановительные реакции, происходящие при фотосинтезе, дыхании, транспорте электронов; они же обеспечивают основную  часть энергопотребления человечества за счет сжигания органического топлива, получение металлов, извлечение энергии взрыва.

            Понимание сущности окислительно-восстановительных процессов   формируется  на основе  теоретических знаний  и практических навыков.

           Именно актуальность вопроса обеспечивает  место заданной проблемы в курсе химии  (8, 9 и 11кл).

           Тема является  очень сложной для понимания процессов,  происходящих в результате этих реакций.

При изучении сущности окислительно-восстановительных реакций (ОВР) образовательный процесс не только целенаправлен, но и  обеспечивает решение следующих образовательных задач:

1. формирование научного представления о  химическом процессе окислительно-восстановительных реакций;

2. развитие умений  составлять электронный баланс для уравнений, анализировать ход химической реакции, определять свойства химических веществ, умение работать в условиях соблюдения техники безопасности, проводить опытные исследования, разрабатывать проекты (краткосрочные и долгосрочные)

3. воспитание навыка работы в команде, качеств исполнителя и  организатора  учебной деятельности, в условиях самоконтроля и взаимоконтроля.

Основные умения и компентенции выстраиваются в иерархии: узко в рамках одной темы и более широко в масштабе целой темы или раздела программы.

 Так например, умения в составлении электронного баланса для уравнений ОВР, приобретенные в 8-м классе, совершенствуются в теме «Сера и ее соединения». Здесь уже встречаются уравнения более сложного уровня, например:

Центральное место в курсе 9-го класса  занимает урок «Закономерности окислительно-восстановительных реакций», который проводится в теме «Подгруппа азота» перед изучением азотной кислоты как окислителя. Тема «Азот и его соединения» создает условия  для углубления  накопленных знаний, развития умений:  используя знание  закономерностей ОВР,  учащиеся  изучают свойства молекулы азотной кислоты, обусловленные наличием в ее составе атома азота в высшей степени окисления                  

 Полный курс неорганической химии,  дает возможность осмыслить  сущность окислительно-восстановительные процессы,  при этом учащиеся действительно  готовы  объяснять причины их протекания.

  В органической химии при изучении различных классов веществ формируются  навыки  определения  cтепени окисления на конкретных примерах,  на основе  умений и правил,  известных  учащимся  с 8-го класса правила.

Например:

           К этим записям учащиеся приходят после рассуждения о полярности имеющихся в молекуле связей и смещении электронной плотности к атомам кислорода с учетом слабой полярности связей С–Н.

            При составлении уравнений ОВР, протекающих с участием органических веществ, в простейших случаях можно применять понятие «степень окисления». Приведем уравнения реакций, в которых коэффициенты могут быть определены по такому же правилу, что и для ОВР в неорганической химии:

В 11-м классе,  обобщаются  знания о классификации химических реакций, в основе лежит уже сформированное у учащихся представление об одной из классификаций по изменениям степеней окисления атомов, входящих в состав взятых и полученных веществ. Важность и ценность урока в том, что у учащихся формируются комплексные  системные знания об ОВР (мировозрренческая компонента компетенций), на основе  применения в практической деятельности понятий «электроотрицательность», «степень окисления», «окислитель», «окисление», «восстановитель», «восстановление», закономерности ОВР, правила составления уравнений ОВР и нахождения коэффициентов с помощью метода электронного баланса.

 
          Уровень обученности и работоспособности класса позволяют дифференцировать объем научных знаний,  и вывести  на  уровень представлений об электронно-ионных уравнениях при рассмотрении ОВР. Пример:

            Для формирования научного понимания сущности окислительно-восстановительных процессов  и  развития навыков практической деятельности  учебно-познавательная деятельность строится на разных формах,  методах и приемах обучения.

1.                  индивидуальная, групповая и фронтальная работа с теоретическими материалами учебника: применяя анализ, синтез, структурирование, классификацию;

   2. работа над мини-проектами, способствует формированию  мотивации учения, актуализировать субъектный опыт учащихся, что  обеспечивает развитие   восприятия, осмысления,  и способствует  запоминанию  учащимися изучаемого материала.

3.                  метод тестирование для формирования  умений и контроля (самоконтроль и взаимоконтроль); 

4.                  решение практических задач:  определения валентности, степени окисления; составление ОВР методом электронного баланса, составление ОВР методом полуреакций,

5.      исследовательская работа,  решение проблемных задач,  которые ориентированы на  5 теоретических  блоков:
1. Валентность и степень окисления.
4. ОВР в органической химии.
3. Что такое ОВР.
5. Окислительно-восстановительные реакции

Исследовательская работа,   ориентированная на  практическую значимость данных процессов,  например, путешествие  в царство «рыжего дьявола" (работа  над  понятием  коррозия, сущности этого процесса, классификация - химическая, электрохимическая, механохимическая; способы защиты от коррозии).

«Знаете, ли Вы что..»  выходит за рамки учебной программы (возможно  изучить виды коррозии).

«Этот день Победы». Применение окислительно-восстановительных реакций на войне. Проблемные вопросы, которые связанные с окислительно-восстановительными процессами, происходящими в окружающем нас мире, вызывают интерес у ребят к изучению этих сложных химических процессов которые  чтобы как можно подробнее показать все явления.

По этой теме учащимся предлагаются такие   проблемные вопросы:
            а.  Где в окружающем нас мире мы встречаемся с ОВР?

б. В чем отличие обменных реакций от окислительно-восстановительных?
            в. Чем отличается степень окисления от валентности?

г.   Какие особенности протекания ОВР в органической химии?

6. Мини-сочинения, которые выполняют ребята,  помогают обеспечить понимание учащимися поставленную цель, в ходе самостоятельной работы над источником (дома или в классе):

·                    «Путешествие окислителя и восстановителя»;

·                    нарисовать образ окислителя и восстановителя;

·                    подобрать или придумать тезис к проблемному вопросу.

          Система работы по формированию понимания сущности окислительно-восстановительных процессов,  результатов  исследовательских работ, обеспечивают не только научное понимание, но и мировоззренческую позицию  на основе  грамотно сформированных взглядов об   окружающем нас мире,  как гигантской химической лаборатории, в которой ежесекундно протекают химические реакции в основном окислительно-восстановительные и пока в природе существуют окислительно-       восстановительные процессы, конец света невозможен.

           Убедительным фактором сформированности учебно-познавательной компетенции является   умение учащихся самостоятельно разобраться над наиболее  трудными вопросами  данной темы, а так же подготовиться к сдаче ЕГЭ по химии.

Применение дидактических материалов позволяет более четко структурировать самостоятельную мыслительную деятельность и способствует формирования навыков работы:

1.      Алгоритм составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса (Приложение 1).

2.      Алгоритм  определения степени окисления (Приложение 2)

3. Алгоритм определения степени окисления химического элемента в бинарных соединениях (Приложение 3)

4.Самостоятельная работа по теме «Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции» (Приложение 4)

           5. Практикум по окислительно-восстановительным реакциям (упражнения и демонстрационные  опыты) (приложение 5)

           6.   Тест  «Окислительно-восстановительные реакции»  (Приложение 6)

           7.  Тесты, кроссворды  с применением ИКТ (Приложение 7)

           8. Творческие задания (Приложение 8).

                                                                                                          Приложение 1

Алгоритм

составления уравнений ОВР методом электронного баланса

1.                 Составить схему реакции.

              Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂S + …       

2.                 Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.

              Mg⁰ + H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 → Mg⁺²S⁺⁶O₄^-2 + H₂⁺¹S^-2 + …         

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

4.                 Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются.

              Mg⁰ + H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 → Mg⁺²S⁺⁶O₄^-2 + H₂⁺¹S^-2 + …         

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

               Mg⁰ → Mg⁺²  окисляется

                S⁺⁶ → S^-2   восстанавливается

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

               Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺²    окисление

               S⁺⁶ + 8 ē → S^-2           восстановление

7.                 Определить восстановитель и окислитель.

                     Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺²     восстановитель

                      S⁺⁶ + 8 ē → S^-2          окислитель

8.                 Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.

                           Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺²                8                  S⁺⁶ + 8 ē → S^-2                             

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

                           Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺²          4           8          S⁺⁶ + 8 ē → S^-2                             1

9.                 Расставить коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя.

                    4Mg + 5H₂SO₄ → 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O                           

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

                       5 * 4 = 20                  4 * 4 + 4 = 20

                                                                                                           Приложение 2

Алгоритм

                                             определение степени окисления

     Правила для определения степеней окисления химических элементов в соединениях.

1. Степень окисления любого элемента в простом веществе равна 0.

2. Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав частицы (молекул, ионов и т. д.) равна заряду этой частицы. В частности, сумма степеней окисления всех атомов в составе нейтральной молекулы равна 0.

3. Если соединение образовано двумя элементами, то у элемента с большей электроотрицательностью степень окисления меньше нуля, а у элемента с меньшей электроотрицательностью – больше нуля.

4. Максимальная положительная степень окисления любого элемента равна номеру группы в периодической системе элементов, а минимальная отрицательная равна N – 8, где N – номер группы.

5. Степень окисления фтора в соединениях равна -1.

6. Степень окисления щелочных металлов (лития, натрия, калия, рубидия, цезия) равна +1, металлов главной подгруппы II группы периодической системы (магния, кальция, стронция, бария) равна +2, степень окисления алюминия равна +3.

7. Степень окисления водорода в соединениях равна +1(исключение – соединения с металлами NaH, CaH₂, в этих соединениях степень окисления у водорода равна -1).

8. Степень окисления кислорода равна –2 (исключения – перекиси H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂ в них степень окисления водорода равна -1, а в соединении с фтором - +2).

                                                                                                                      Приложение 3

Алгоритм

определения степени окисления химического элемента в бинарных соединениях

     1.   Находим, какой из двух элементов в соединении является более электроотрицательным.

    Над символом более электроотрицательного элемента ставим знак «минус» (-).

   Над символом менее электроотрицательного элемента ставим знак «плюс» (+).

     2. Определяем числовое значение степени окисления для более электроотрицательного элемента. (См. правила.)

     3.  Определяем общее число отрицательных зарядов в соединении. Для этого степень окисления более электроотрицательного элемента умножаем на его индекс.

     4.  Находим степень окисления менее электроотрицательного элемента, помня, что алгебраическая сумма степеней окисления химических элементов в соединении должна быть равна 0. Для этого общее число положительных зарядов делим на индекс у данного элемента.

                                                                                                          Приложение 4

Самостоятельная работа по теме

«Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции»

Вариант 1.

1. Определите степень окисления каждого элемента в соединениях:

а)  СО₂,    б)   Р₄  ,  в)  Na₂SO₄

2. Составьте формулы соединений на основании знания степени окисления каждого элемента:

а)  Na⁺ S ^-2  ;    б)  Mn ⁺⁷ O  ;     в)   Sn ⁺⁴ Cl ^–

3. Разберите сущность окислительно-восстановительной реакции и расставьте коэффициенты в уравнении:

KClO₃  +  P  -----   KCl  +  P₂O₅

Вариант 2.

2. Определите степень окисления каждого элемента в соединениях:

а)  KCl,    б)   Br₂  ,  в)  NaNO₃

3. Составьте формулы соединений на основании знания степени окисления каждого элемента:

а)  P ^-3 H⁺  ;    б)  Fe ⁺² Cl ^-  ;     в)   Cr ⁺⁶ O

4. Разберите сущность окислительно-восстановительной реакции и расставьте коэффициенты в уравнении:

SiO₂  +  Mg  ------   Si  +  MgO

Приложение 5

Тест «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ».

     1.Степень окисления фосфора в соединении, имеющем формулу H₄P₂O₇:

          1) +7;     2) +3;    3) +5;    4) – 3.

     2.Степень окисления серы уменьшается в ряду веществ, имеющих формулы:

          1) SO₂ – Na₂SO₃ – Na₂S;                          2) SO₂ – Na₂S₂O₃ – KHS;

          3) S – SO₃ – BaSO₄;                                 4) H₂SO₄ – SOCl₂ – H₂SO₃.

     3.Выберите группу оксидов, подобранных случайным образом:

          1) Na₂O, MgO, Cu₂O;                               2) N₂O₅, NO, Cr₂O₃;

          3) CrO₃, P₂O₅, CO₂;                                  4) Fe₂O₃, ZnO, CuO.

     4.Соединение, содержащее Mn⁺⁷, в кислотной среде восстанавливается до:

          1) Mn⁺⁴;    2) Mn⁺⁶;    3) Mn⁺²;    4) Mn⁰.

     5.Не являются окислительно-восстановительными пара реакций, уравнения которых:

       1) 2C₂H₅-Cl + 2Na → C₄H₁₀ + 2NaCl             CH₃Cl + NaOH → CH₃OH + NaCl;

                                                                                                 ^{(водн. р-р)}

       2) 3CH ≡ CH → C₆H₆        (C (акт.), t)         CH₃NH₂ + CH₃Cl → CH₃ – NH - CH₃ + HCl; 

      3) CH₂ ═ CH₂ + H₂ → CH₃ - CH₃ (t, ρ, Ni)  CH₃CH₂Cl + NaOH → CH₃ - CH₂ – OH +NaCl;

                                                                                             ^{(водн. р-р)}

 4) C₆H₅ - NO₂ + 3H₂ → C₆H₅ – NH₂ + 2H₂O  (kat Ni)

   CH₃–COOH + C₂H₅OH → CH₃–COOC₂H₅ + H₂O.

      6.Уравнение реакции диспропорционирования:

          1) 2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O;                         2) NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O;

          3) 2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂;                             4) 6KOH + 3S → 2K₂S + K₂SO₄ + 3H₂O. 

     7.  Три из четырех реакций разложения, схемы которых приведены ниже, можно объединить в группу в соответствии с общим признаком. Укажите уравнение реакции, не входящей в эту группу:

          1) KClO₃ →  KCl + O₂       (MnO₂);               2) Cu(NO₃)₂ → CuO + NO₂ + O₂;

          3) HCOOH → CO + H₂O      (H₂SO₄);           4) CH₄ → HC ≡ CH + H₂.

     8.Укжите схему реакции, которая не относится к тому же типу окислительно-восстановительных реакций, что и три остальных:

          1) NH₄NO₃ → N₂O + H₂O;                             2) KNO₃ → KNO₂ + O₂;

          3) KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂;              4) H₂O₂ → H₂O + O₂.

     9. В окислительно-восстановительной реакции схема, которой

            K₂S + K₂SO₃ + H₂SO₄ → S + K₂SO₄ + H₂O

     окислителем является вещество с формулой:  1) K₂S;     2) K₂SO₃;     3) H₂SO4;     4) S.

     10.В превращении, схема которого      HClO₃ + H₂SO₃ → HCl + H₂SO₄,   

число электронов, отданных одной молекулой восстановителя, равно: 1) 3;  2) 2;  3) 5;  4)6. 

     11.В окислительно-восстановительной реакции, схема которой   NH₃ + O₂ → NO + H₂O,

сумма всех коэффициентов равна:            1) 9;          2) 11;          3) 16;          4) 19.

     12.В окислительно-восстановительной реакции, схема которой

            KI + NaNO₂ + H₂SO₄ → I₂ + NO + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

сумма коэффициентов перед формулами продуктов реакции равна:1) 7; 2) 9; 3) 11;    4) 14.

     13.Верным является утверждение:

          1) наиболее сильным окислителем перманганат калия является в кислотной среде;

          2) наиболее сильным окислителем перманганат калия является в

щелочной среде;

          3) наиболее сильным окислителем перманганат калия является в

нейтральной среде;

      4)кислотность среды не влияет на окислительную способность перманганата калия.

     14.Найдите ошибку в утверждении, приведенном ниже: «Водород не выделяется при взаимодействии следующих кислот и металлов»:

          1) концентрированная серная кислота и цинк;

          2) разбавленная азотная кислота и железо;

          3) концентрированная соляная кислота и серебро;

          4) разбавленная серная кислота и алюминий.

     15.Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции, схема которой

                FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ +  … .

Сумма коэффициентов перед исходными веществами равна: 1) 11; 2) 15;  3) 16; 4) 20.

     16.Восстановите уравнение реакции:                          … → Fe₂O₃ + NO₂ + O₂.

Сумма коэффициентов перед формулами всех веществ данного уравнения равна:

          1) 15;          2) 17;          3) 21;           4) 24.

     17. Коэффициент перед формулой одного из веществ в уравнении реакции, схема которого            Al + HNO₃ → Al(NO₃)₃ + NH₄NO₃ + H₂O,   равен 9. Число  атомов в формульной единице этого соединения равно: 1) 13; 2) 9; 3) 5; 4)3.

18.  Задания  С  (Вопросы ЕГЭ).   Определите окислитель и восстановитель.

 1. Р₂О₃ + Н₂Сг₂О₇ + ...- --> Н₃Р0₄ + СгРО₄.          2. РН₃ + AgN0₃ +... --> Ag +... + HNО₃.

 3. РНз + НС10₃ -->НС1 + ... .                     4. НСОН + КМпО₄ + ... --> СО₂ + K₂SО₄ + ... + ....

 5. NО + KC1О + ... --> KNO₃  + ….+ Н₂О.

Приложение 6

Практикум

по окислительно-восстановительным реакциям

(упражнения и демонстрационные  опыты)

Знать: электронный баланс, окислитель, восстановитель, электронное уравнение.

Уметь: расставлять коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса.

Рассмотрим реакцию между цинком и серой.

Цинк окисляется серой до сульфида цинка белого цвета.
Zn+S=ZnS
             Расставляем степени окисления:   Zn⁰+S⁰=Zn²⁺+2S^-2
             Составляем электронные уравнения. В каждое уравнение записывается атом, изменяющий степень окисления. Сумма зарядов и количество атомов в обеих частях уравнения должно быть одинаковым. Количество атомов уравнивают с помощью коэффициентов, общий заряд - с помощью добавления или уменьшения количества электронов (электронный баланс). Далее находят НОК числа электронов и опорные коэффициенты делением НОК на количество электронов в каждом электронном уравнении.

S⁰+2е=S^-2                          

Zn⁰-2е= Zn²⁺ 

Вывод:  опорные коэффициенты равны 1, значит, их не выставляют в уравнение реакции

Приложение 7

Тесты, кроссворды  с применением ИКТ

Начало формы

	л

 

     
    

Приложение 8