Открытый урок по химии "Окислительно-восстановительные реакции" 8 класс

Открытый урок

по химии (8 класс).

На тему:

Окислительно-восстановительные реакции.

Составил: О.В. Вавилкина

Учитель высшей категории

Средней общеобразовательной школы

г. Воскресенск  2019г.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

урок изучения нового материала с мультимедийным сопровождением.

В 8 классе на тему «Окислительно-восстановительные реакции» отводится 2 часа. Первый урок - ознакомление с реакциями, вто­рой - упражнения по составлению ОВР. Предлагаю вашему внима­нию урок ознакомления с ОВР. Это вводный урок с применением презентации по этой теме. Урок позволяет повы­сить мотивацию учащихся к изучению темы, так как деятельность по поиску новых знаний вызывает интерес у большинства школьни­ков. Такой род работы на уроке дает возможность проявить себя не только успешным в учебе ученикам, но и более слабым.

Цели:

•        сформулировать у учащихся представление об окислительное - восстановительных реакциях, продолжить формировать умения составлять уравнения химических реакций;

•       развитие умения учащихся работать с дополнительной литературой.

Задачи:

•       Расширить знания учащихся о степени окисления элементов в простых, бинарных и сложных соединениях, углубить знания в написании окислительно–восстановительных уравнениях;

•       Совершенствовать умение составлять химические уравнения реакции.

Тип урока: урок изучения нового материала.

Форма работы учащихся: групповая, индивидуальная работа.

Предварительная подготовка учителя к уроку заключается  в создании презента­ций и сообщений.

Ход урока

Кто-то теряет, а кто-то находит...

I.                            Организационный момент готовность учащихся к уроку.

II.                Проверка домашнего задания.

Учитель: Для ответа на вопросы нашего урока повторим тему степени окисления. Ответим на вопросы (фронтальный опрос учащихся).

1)      Что мы называем степенью окисления?

2)       Как обозначается степень окисления?

3)      Чему равна степень окисления в бинарных соединениях?

4)      Вспомним, как определяется степень окисления элементов в соединении. Проверим домашнюю работу у доски.

Задание 1: определите степень окисления атомов элементов, входящих в состав следующих веществ: O₂, PH₃, Fe, CO₂, SiF₄, Mn₂O₇, Na₃N, I₂, Mg₂Si, BaCrO₄, SF₆, K₂Cr₂O₇, NaH, NH₄Cl, Na₂SiO₃, KMnO₄.

Проверка домашней работы по слайду (слайд 2,3,4).

Решение домашнего задания.

O₂ – простое вещество, степень окисления равна 0

 _{-3  +1        0      +4  -2     +4  -1       +7       -2        +1     -3      0      +2        -4       +2  +6   -2}

 PH₃, Fe, CO₂, SiF₄, Mn₂O₇, Na₃N, I₂, Mg₂Si, BaCrO₄.

Обозначим степень окисления Cr за х, тогда получим следующее уравнение:

(+2) + х + (-2) ∙ 4 = 0

Х = +6, степень окисления хрома равна  «+6».

                                                                _{+6 -1          +1        x                    +1       -1}

SF₆, K₂Cr₂O₇, NaH

(+2) + x + (-2) ∙ 7 = 0         x=+6

_{-3   +1       -1         +1        +4   -2           +1   +7      -2}

NH₄Cl,  Na₂SiO₃,   KMnO₄

_{повторим определения степени окисления (слайд 4).}

Степень окисления

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле. Значение степени окисления определяется числом электронов, смещенных от атома данного элемента к атому другого элемента. Степень окисления имеет знак «+», если е^- отданы и знак «-», если е^- присоединены.

Определение степени окисления элемента по формуле:

Степень окисления, как у свободных атомов . так и у атомов в соединениях с ковалентной неполярной связью равна нулю. H20; O20; Na0; S0…

В бинарных соединениях: у правого – по формуле N-8, где N – номер группы в периодической системе элементов. Степень окисления второго элемента рассчитывается по формуле соединения. Na2O  Степень окисления кислорода равна 6-8 = -2  x – степень окисления натрия. (-2) ∙ 1 + x ∙ 2 = 0            x = +1                                                                               +1               -2  Na2O

В сложных веществах  : Степень окисления водорода равна +1; кислорода -2, серы – х (+1) ∙ 2 + х ∙ 1 + (-2) ∙ 4 = 0            х = +6                                 +1        +6     -2 В соединениях сумма значений степеней окисления равна нулю    H2SO4.

III.              Постановка целей урока и актуализация знаний

Учитель: Цель нашего урока - найти ответы на следующие во­просы.

1. Где в окружающем нас мире мы встречаемся с окислительно-восстановительными реакциями?

2.        В чем отличие обменных реакций от окислительно-восста­новительных?

3.         Как правильно составить уравнения окислительно-восстановительных
 реакций?

4.        Где окислительно-восстановительные реакции находят свое
применение?

IV.             . Изучение нового материала

Учитель: Окислительно-восстановительные процессы принад­лежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. С ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гние­ние и брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговорот веществ в  природе. Их можно на­блюдать при сгорании топлива, в процессе коррозии металла и выплавке металлов. С их помощью получают щелочи, кислоты и другие ценные продукты. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в электрическую энергию и гальванических и топливных элементах. Именно с их помощью ракеты и самолеты поднимаются в космос.

Учащимся рассказывают, демонстрируя презентацию(слайды 5,6,7, 8, 9, 10, 11, 12) о горении , коррозии металлов,  дыхании, гниении, броже­нии и фотосинтезе. В результате ими делается вывод: эти реакции в живой и неживой природе относятся к окислительно-восстановительным реакциям, окружающим нас и играющим огромную роль в нашей жизни. ( слайды 13, 14, 15,16)

Учитель предлагает классу отве­тить на первый вопрос урока. Где в окружающем нас мире мы встречаем окислительно-восстановительные реакции?

Учитель: Почему в природе происходят окислительно-восста­новительные реакции? Давайте прослушаем поэтические строки, а после объясним происхождение окислительно-восстановительных реакций.

Ученица читает стихотворение поэта В.Брюсова.

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 объеме сжатом,

Но также то, чего здесь нет.

Учитель: Все, что нас окружает, состоит из мельчайших час­тиц - атомов. Опираясь на ваши знания о микромире, попробуем найти тайны происхождения окислительно-восстановительных ре­акций в «простейших атомах».

Глядя на таблицу Д. И. Менделеева и схемы строения атомов, изготовленные учащимися при изучении темы «Периодический за­кон и периодическая система Д.И. Менделеева», учащиеся отвечают на вопросы учителя.

Учитель: Почему все атомы стремятся завершить свой внеш­ний энергетический слой? В какие частицы превращаются атомы после присоединения или отдачи электронов? Могут ли они соеди­няться между собой?

(Атомы с незавершенным энергетическим слоем очень активны и потому принимают или отдают электроны. После этого они превращаются в положительные или отрицательные ионы. Разно­именно заряженные частицы в природе соединяются).

Работа со схемами

Учитель показывает таблички со схемами строения атомов:

А1+13)₂)₈)₃

 S+ 16)₂)₈)₆

Учитель: Какой элемент принимает, а какой - отдает электроны? Почему атомы могут соединяться и образовывать новые вещества?

Учащиеся фронтально отвечают на вопросы.

(Алюминию энергетически легче отдать 3 свои  электрона, а сере выгоднее принять 2 электрона и т. д.).

Учащиеся приходят к выводу, что окислительно-восстано­вительные реакции происходят вследствие существования атомов, при этом окислительно-восстановительный процесс протекает по следующим закономерностям:

борьба и единство противоположностей; разноименные частицы в природе соединяются; сильный побеждает слабого; кто-то теряет, а кто-то находит.

V.                  Самостоятельная работа

Выполняем самостоятельную работу в парах по карточкам (схе­ма изображена и на доске, и у каждого учащегося на карточке). Учащиеся должны быть готовы записать у доски переходы электро­нов после обсуждения в парах, применяя схему.

Образец ( слайд 17):

До реакции	Переход Электронов	После реакции
K0		K+1
S-2		S+2
S+4		S+6
S0		S-2
Cu+2		Cu0
Mn+7		Mn+2

П

окисление

         

            Степени окисления -3           -2          -1           0          +1         +2           +3    Взаимо-связанные процессы

восстановление

Учитель проверяет правильность заполнения карточек, помогает учащимся, у которых возникли затруднения. После этого учащиеся определяют в схемах частицы, принимающие электроны; частицы, отдающие электроны; записывают в тетрадях определения окисли­теля и восстановителя.

Учитель: Давайте вспомним реакции ионного обмена и рассмотрим генетические ряды элементов на примере генетического ряда Mg.

                            Mg→MgO→Mg(OH)₂→Mg₃(PO₄)₂

1)       2Mg⁰ + O₂^{0 =} 2Mg⁺²O^-2

2)       Mg⁺²O^-2 + H₂⁺O^-2 = Mg⁺²(O^-2H⁺)₂

3)       3Mg⁺²(OH)₂ + 2H₃P⁺⁵O₄ = Mg₃⁺²(P⁺⁵O₄)₂+6H₂O

Ребята приходят к выводу, что в первом уравнении произошло изменение с.о. элементов, во втором (и всех последующих)  с.о. не изменились. После этого учитель сообщает классу, что все химические реакции можно разделить на 2 типа. К первому из них относятся реакции, протекающие без изменения степеней окисления элементов. Ко второму относятся реакции, протекающие с изменением  степеней окисления.(слайд 18, 19)

   Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, образующих реагирующие вещества, называются окислительно-восстановительными реакциями.

Таким образом, ребята вы познакомились еще с одним признаком, по которому можно классифицировать химические реакции.

Далее учитель формулирует определение процессов окисления и восстановления.

Восстановление - процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами.

Окисление - процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами.

Атомы, ионы или молекулы принимающие электроны, называются окислителями.

                             Атомы, ионы или молекулы отдающие электроны, называются                         восстановителями.

        Учитель предлагает разобрать реакцию образования оксида Mg с новой для них, окислительно-восстановительной, точки зрения.

2Mg⁰ + O₂⁰ = 2Mg⁺²O^-2

Учитель  разъясняет, что атом Mg из нулевой с.о. перешел в с.о.+2. Значит, он отдал 2 электрона. Давайте запишем этот процесс, обозначив отдачу электронов знаком минус.

Mg⁰ – 2e^- = Mg⁺²

_       - Как называются атомы, отдавшие свои электроны?

         ∙ Восстановители.

Отразите это в своих записях следующим образом:

Mg⁰ – 2e^- = Mg⁺² Восстановитель

Далее учитель предлагает ребятам еще раз посмотреть записи в своих тетрадях и определить название данного процесса.

Учитель: “Правильно, процесс потери электронов называется окислением. Записываем, это рядом со знаком иона Mg (или над стрелкой)”. Получается следующая запись:

Mg₂⁰ – 2e^{- =} Mg⁺² Восстановитель окисляется.

Учитель продолжает: “Выполним те же самые действия для кислорода”. Получается следующая запись:

O₂⁰ +4e^- = 2O^-2 окислитель восстанавливается.

Учитель дает некоторые разъяснения. Молекула кислорода состоит из 2 атомов. Каждый из атомов находится в нулевой с.о. После реакции с Mg, с.о. кислорода становится равной -2. Это значит, что каждый атом кислорода принял 2 электрона (2 отрицательных заряда). Значит молекула кислорода (состоящая из 2 атомов) приняла 4 электрона. Давайте запишем этот процесс, обозначив принятие электронов знаком плюс.

Это отображено  на схеме процесса.

Учитель разъясняет,  что ОВР число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем. Это правило называется электронным балансом.

Учитель предлагает применить электронный баланс для уравнивания числа электронов в реакции Mg с кислородом:

Mg⁰ – 2e^- = Mg⁺²   4   2

O₂⁰ +4e^- = 2O^-2     2    1                                         

2 Mg⁰ + O₂⁰ = 2Mg⁺² + O^-2

Учитель: Чем отличаются реакции ионного обмена от окисли­тельно-восстановительных реакций? Приведите примеры реакций ионного обмена и окислительно-восстановительных, проставьте степени окисления у элементов в соединениях.

Учащиеся записывают свои примеры уравнений реакций на доске, обращая внимание на изменение степеней окисления в них.

Выслушав сначала мнения учащихся, вместе формулируем оп­ределение, которое записывается в тетради:

«Химические реакции, которые протекают с изменением степе­ней окисления атомов в молекулах реагирующих веществ, называ­ются окислительно-восстановительными».

Учитель: Можно ли все реакции разделить на две группы? Ка­кие?

(Все химические реакции можно разделить на 2 группы: 1) идущие с изменением степеней окисления (окислительно-восста­новительные); 2) идущие без изменения степеней окисления).

Учитель: Рассмотрим составление уравнений окисли­тельно-восстановительных реакций методом электронного баланса. В основе метода электронного баланса лежит правило: общее число электронов, которые отдает восстановитель, всегда равно об­щему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

После объяснения учителя учащиеся под его руководством (используя таблицу алгоритма составления окислительно-восстановительных уравнений) со­ставляют уравнения ОВР по планам. Планы находятся у каждого ученика на парте.

Учитель диктует реакцию, один учащийся самостоятельно со­ставляет схему реакции у доски:

Н₂ + О₂ → Н₂О

Учитель: Определим, атомы, каких элементов изменяют сте­пень окисления.

(Н₂° + 0₂⁰=H₂⁺¹0^-2).

Учитель: Составим электронные уравнения процессов окисле­ния и восстановления.

(H₂⁰ – 2e^-→2H₂ процесс окисления, O₂⁰ + 4e^-→ 2O^-2 – процесс восстановления, H₂ – восстановитель, O₂ – окислитель).

Учитель: Подберем общее делимое для отданных и принятых e^- и коэффициенты для электронных уравнений.

(∙2| H₂⁰ – 2e^- → 2H⁺ - процесс окисления, элемент-восстановитель;

∙1|  О₂⁰ + 4е^- → 2О^-2 - процесс восстановления, элемент-окислитель).

Учитель: Перенесем эти коэффициенты в уравнение ОВР и подберем коэффициенты перед формулами других веществ.

(2H₂ + O₂ = 2H₂O)

Составление Уравнений окислительно-восстановительных реакций (метод электронного баланса)

Алгоритм составления уравнений

Пример

Записать схему реакций. Определить степень окисления атомов до и после реакции. Подчеркнуть знаки химических элементов, которые меняют степень окисления. Составить электронные уравнения(показать процесс отдачи и присоединения электронов). Сбалансировать заряды Определить коэффициенты при окислителе и восстановителе. Подписать: Процессы окисления–восстановления; Окислитель-восстановитель. Составить окончательное уравнение.

K + O2 => K2O         K0 + O20 => K2+1O-2 восстановитель K0 – 1e- => K+1       |4 процесс окисления окислитель        O20 + 4e- => 2O-2    |1процесс восстановления  4K0 + O20 = 2K2+1O-2                  ОВР

VI.              Упражнения для закрепления материала.

Упражнения выполняются учащимися на доске под контролем учителя.

        _{0         +2          t  +4                  0}

1.       C + 2PbO = CO₂ + 2Pb

Восстановитель  1     С⁰  - 4e^- = C⁺⁴

Окислитель          2     Pb⁺² + 2e^- = Pb⁰

                                                C⁰ + 2Pb⁺² = C⁺⁴ + 2Pb⁰

_{0       0          +4 -1}

2.       C + 2F₂ = CF₄

Восстановитель   1     С⁰ – 4e^- = C⁺⁴

Окислитель           2     F₂⁰ + 2e^- = 2F^-1

                                                                      C⁰ + 2F₂⁰ = C⁺⁴ + 4F^-1

                  _{0               +5                +2                           +4}

3.      Cu + 4HNO₃ =^t Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

         1    Cu⁰ – 2e^- = Cu⁺²

2    N⁺⁵ + 1e^- = N⁺⁴

Cu⁰ + 2N⁺⁵ = Cu⁺² +2N⁺⁴

Перед окислителем HNO₃ коэффициент 4

             _{+4                    +5                                          +6            +2}

4.      3SO₂ + 2HNO₃ +2H₂O = 3H₂SO_{4 +} 2NO↑

3    S⁺⁴ -2e^- = S⁺⁶

2    N⁺⁵ + 3e^- = N⁺²

3S⁺⁴ + 2N⁺⁵ = 3S⁺⁶ + 2N⁺²

                   _{-2              +5                 0             +2}

5.     3H₂S + 2HNO₃ = 3S↓ + 2NO₂↑ + 4H₂O

3   S^-2 – 2e^- = S⁰

2   N⁺⁵ + 3e^- =N⁺²

3S^-2 + 2N⁺⁵ = 3S⁰ + 2N⁺²

                           Ответить на вопросы: (слайд 20)

6.       Процесс отдачи электронов – это …(процесс окисления)

7.       Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, - это … (окислители)

8.       Процесс принятия электронов – это… (процесс восстановления)

9.       Алюминий в реакции 3H₂SO₄ + 2Al = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂ является … (окислителем)

10.   Хлор в реакции 2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃ является … (окислителем)

VII.           Подведение итогов урока (слайд 21)

Учитель: Итак, найдены ответы на все вопросы урока. В тетрадях запишите вывод: весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции, в основном окислительно-восстановительные.

VIII.          Домашнее задание: (слайд 22) внимательно прочитать § 43 и выполнить упр. 1, 3, 7 на стр. 235-236 (учебник Габриеляна О.С. Химия 8 класс. - М. : Дрофа, 2008).

Расставить коэффициенты в уравнениях методом электронного баланса (в тетрадях):

1)      P₂O₅ + C =^t P + CO

2)      Mg + HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + N₂↑ + H₂O