ОБОБЩЕНИЕ ПЕДАГОГИЧЕСКОГО ОПЫТА. Тема:" Окислительно-восстановительные реакции" 8 класс

План- конспект открытого урока по химии в 8 классе по теме:

«Окислительно-восстановительные реакции»

Цели урока:

·         познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окислений элементов – окислительно-восстановительными реакциями;

·         охарактеризовать единство и непрерывность процессов окисления и восстановления;

·         систематизировать знания о типах химических реакций, о степени окисления химических элементов.

Задачи урока:

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

Развивающая - формирование учебно-познавательной компетенции (постановка цели урока, составление плана урока, подведение итогов урока); б) умения анализировать (использование теории ОВР для объяснения результатов выполняемых заданий); в) умения сравнивать, систематизировать, обобщать (сравнение состава веществ, степеней окисления, входящих в них элементов и некоторых свойств, систематизация веществ, реакций по определенным признакам, объяснение), г) прогнозировать (прогноз окислительно-восстановительных свойств веществ на основании степеней окисления элементов). Формирование информационной компетенции – поиск и отбор необходимой информации, ее сохранение и передача (работа с текстом заданий, с таблицами, устной информацией, сохранения информации в виде записей в тетрадях, использование информационных технологий). Развитие речи (обогащение и усложнение словарного запаса при использовании химических номенклатуры и понятий).

     Воспитательная -  развитие компетентности в общении,  опыта и готовности взаимодействия с другими людьми, сотрудничество в группе. Воспитание культуры знаковой записи химических процессов (ведение записей на доске и в тетрадях).

. Тип урока: комбинированный (урок + презентация).

Методы обучения:

·         частично-поисковый – самостоятельная работа в группах, беседа с целью ответа на поставленные проблемные вопросы, фронтальный опрос. Урок включает в себя элементы ИКТ – презентация.

Контроль: оценочно-стимулирующий – тестирование.

Ход урока:

 I. Организационный момент, актуализация знаний.

II. Проверка домашнего задания.

     Даны вещества:

           NaOH,  MgCl₂, K₂CO₃, AlCl₃, H₃PO₄, K₂SO₄, HNO₃, CuSO₄, Zn(NO₃)₂.

В формулах этих веществ определите:

а) заряды ионов;

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

Вещество	Заряд ионов	Степень окисления элементов
NaOH	Na + , OH -	+1  -2  +1 Na O H
MgCl2	Mg 2+, 2Cl-	+2       -1 Mg  Cl2
K2CO3	2K +, CO32-	+1     +4     -2 K2   C   O3
AlCl3	Al 3+, 3Cl-	3+     -1 Al  Cl3
H3PO4	3H +, PO43-	+1    +5   -2 H3  P  O4
K2SO4	2K +, SO42-	+1   +6    -2 K2  S  O4
HNO3	H +, NO3-	+1   +5    -2 H  N  O3
CuSO4	Cu 2+, SO42-	+2    +6    -2 Cu  S  O4
Zn(NO3)2	Zn 2+ , 2NO3-	+2     +5     -2 Zn  (N  O3)2

     III. Изучение нового материала.    Целеполагание.   

         Рассмотрим ниже приведенные уравнения реакций.                                                   

                                                 AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

2HCl +Zn = ZnCl₂ + H₂↑

Проставить степени окисления над элементами, входящими в состав реагирующих и образующихся веществ.

Поставить перед обучающимися проблемный вопрос: «  Чем отличаются эти реакции?»

1. Слайд 2.  Понятие ОВР.

 

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

                                                                           ^{+1 +5 -2        +1 -1          +1  -1        +1 +5 -2}

                                                 AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃  

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

                                                                                          ^{+1-1         0           +2  -1           0}

2HCl +Zn = ZnCl₂ + H₂↑

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

                                                                                                     _{+1                        0}

2H  + 2ē → H₂

     А каждый атом цинка – отдал два электрона

                                                                                                       _{0                       +2}

Zn - 2ē → Zn 

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

2. Слайды 3-4. Историческая справка.

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

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

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

                                                                                                ^{0            0              +2  -1}         

Zn +  Cl₂ → ZnCl₂

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

3. Слайды 5-7. Восстановление.

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

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

                                                                                                      _{0                        -1}

Cl + 1ē → Cl

                                                           атом хлора  хлорид-ион

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

                                                                                                    _{+2                         0}

Cu + 2ē → Cu

                                                        ион меди (II)    атом меди

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

                                                                                        _{+3                    +2}

                                                                  Fe + 1ē → Fе

                                                    ион железа (IV)     ион железа (II)

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

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

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

                                                                                            _{0                     +1}

                                                                    Na - 1ē → Na

                                                        атом натрия    ион натрия

     Отдавать электроны могут отрицательные ионы:

                                                                                         _{-1                   0}

                                                                  Cl - 1ē → Cl

                                                       хлорид ион    атом хлора

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

                                                                                       _{+1                   +2}

                                                                 Cu - 1ē → Cu

                                                     ион меди (I)    ион меди (II)

     Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.

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

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

5. Слайды 12-17. Электронный баланс.

     Суть метода электронного баланса заключается в следующем:

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

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

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

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

-        найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

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

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

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

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

IV. Закрепление материала.

    Тест ( парная работа) со взаимопроверкой.

№	I вариант	II вариант
1	К окислительно-восстановительным реакциям не относится реакция, представленная схемой: А)   N2  + 3Н2  = 2NН3 Б)   Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ В)   MgCO3 = MgO + CO2 ↑ Г)   2CuO = 2Cu + O2↑	К окислительно-восстановительным реакциям относится реакция, представленная схемой: А)  H2O + CaO = Ca(OH)2 Б)   H2O + N2O5 = 2HNO3 В)   Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2 Г)    CuO + H2 = Cu + H2O
2	В каком соединении степени окисления элементов равны -3 и +1 А)  NF3                Б) Cl2O3 В) NH3              Г) AlCl3	В каком соединении степени окисления элементов равны +3 и -2 А)  NF3                Б) Cl2O3 В) NH3              Г) AlCl3
3	Схема Na0 →Na+1  отражает процесс: А)   окисления Б)    восстановления В)    нейтрализации Г)    диссоциации	Схема Сl0 → Сl-1  отражает процесс: А)  окисления Б)   восстановления В)   нейтрализации Г)   диссоциации
4	Восстановительные свойства простых веществ, образованных элементами второго периода, с увеличением заряда ядра: А) уменьшаются  Б) усиливаются В)  изменяются периодически Г) не изменяются	Окислительные свойства простых веществ, образованных элементами седьмой группы, главной подгруппы с увеличением заряда ядра: А) уменьшаются  Б) усиливаются В) изменяются периодически Г) не изменяются

V. Подведение итогов и рефлексия.

- на уроке я узнал…

- я научился …

- я понял …

VI. Домашнее задание: § 43 учебника, 1 уровень упр. 1,3,7;  2 уровень упр. 3,4,7,8.

VII. Выставление оценок. Взаимооценивание.

Литература:

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

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