Презентация на тему Окислительно восстановительные реакции сущность

• 1 слайд

  Окислительно – восстановительные реакции.
  
  Раева Анна Семеновна
  Учитель химии
  МОБУ СОШ № 24
  имени С. И. Климакова, г. Якутск
  
  

• 2 слайд

  Цели урока:
  Образовательная цель:
  Знать сущность степени окисления, окислительно-восстановительных процессов, происходящих с веществами, изменение окислительно-восстановительных свойств элементов в периодах и группах в ПСХЭ Д И. Менделеева, основные окислители и восстановители.
  
  

• 3 слайд

  Уметь определять степени окисления элементов в простых и сложных веществах, различать понятия: степень окисления, валентность и заряд иона, составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса, определять окислительно-восстановительные свойства веществ, предсказывать продукты реакций, раскрывать сущность окислительно- восстановительных процессов.
  Уметь сравнивать, находить причинно-следственные связи, анализировать, делать выводы, работать с алгоритмами, наблюдать, работать в парах.
  
  

• 4 слайд

  Воспитательная цель:
  Уметь слушать учителя и своих одноклассников, быть внимательным к себе и окружающим, оценивать себя и других, вести беседу.
  
  

• 5 слайд

  Учитель: С окислительно-восстановительными реакциями связаны природные процессы обмена веществ, брожения, круговорота веществ в природе. Эти реакции можно наблюдать при сгорании топлива, в процессе коррозии металлов, при электролизе, выплавке металлов.
  ОВР – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Что такое степень окисления?
  
  

• 6 слайд

  Ученик: Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычислительный исходя из предположения, что все связи в соединении ионные (то есть электронные пары полностью смещены в сторону атомов с большей электроотрицательностью, а соединение нейтральное). Степень окисления может быть положительной, отрицательной, нулевой.
  
  

• 7 слайд

  Учитель: Как можно определить степень окисления?
  Ученик: Правила определения степени окисления:
  В простом веществе элемент имеет нулевую степень окисления (К0,О20);
  Водород в соединениях (исключение –гидриды металлов NaH-1, CaH2-1 и др.) имеет степень окисления +1;
  Кислород в соединениях (исключение пероксиды [-1] и F2O[+2] имеет степень окисления -2;
  Степень окисления металлов в соединениях положительная и зависит от валентности, у щелочных металлов +1, у щелочноземельных металлов +2, у алюминия+3.
  
  

• 8 слайд

  Ученик: Правила определения степени окисления:
  В простом веществе элемент имеет нулевую степень окисления (К0,О20);
  Водород в соединениях (исключение –гидриды металлов NaH-1, CaH2-1 и др.) имеет степень окисления +1;
  Кислород в соединениях (исключение пероксиды [-1] и F2O[+2] имеет степень окисления -2;
  Степень окисления металлов в соединениях положительная и зависит от валентности, у щелочных металлов +1, у щелочноземельных металлов +2, у алюминия+3.
  
  
  

• 9 слайд

  В молекуле сумма степень окисления всех элементов равна нулю, в ионе алгебраическая сумма степеней окисления равна заряду иона.
  К2+1Mn(Х)O4-2 К2 +1Сr2 (х)O7-2
  2(+1)+х+4(-1)=0 2(+1)+2х+7(-2)=0
  Х=+6 х=+6
  К2+1Mn+6O4-2 К2 +1Сr2+6O7-2
  
  

• 10 слайд

  Задания на повторение:
  1. Определите степени окисления всех атомов в соединениях:
  а) KNO2 д) H2SO4
  б) KMnO4 ж) NH3
  в) NaH з) H2S
  г) FeCL3 и) KCLO3
  
  

• 11 слайд

  Учитель: ОВР – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.
  Например, H +2S+6O4-2+Fe0 → Fe+2S+6O-24 + H02
  2H + →H02
  Fe0 → Fe+2
  
  

• 12 слайд

  Задание:
  Среди перечисленных реакций укажите те реакции, которые являются окислительно- восстановительными.
  а) H2SO4+BaCl2→BaSO4 + 2HCL
  б) Pb(NO3)2+Zn→Zn(NO3)2 + Pb
  в) Pb(NO3)2 + 2HCL →PbCL2 + 2HNO3
  г) 2H2S + 3O2→ 3S + 2H2O
  
  

• 13 слайд

  Учитель: Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления .
  Окисление – процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами. При окислении степень окисления увеличивается. Атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны, называются восстановителями.
  Н20 -2е = 2Н+1
  Zn0 -2e = Zn+2
  
  

• 14 слайд

  Восстановление – процесс присоединения электронов атомами, молекулами или ионами. Степень окисления при восстановлении уменьшается. Атомы, молекулы или ионы, которые принимают электроны, называются окислителями.
  Br2 0+2e =2Br-1
  Zn+2+2e=Zn0
  

• 15 слайд

  Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы. Число электронов, отданных окислителем в ОВР, всегда равно числу электронов, принятых восстановителем.
  При составлении ОВР 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. Рассмотрим, как составляется электронный баланс, (алгоритм).
  
  

• 16 слайд

  Метод электронного баланса.
  
  Метод электронного баланса.
  Пример: Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении химической реакции:
  AL +HCL → ALCL3 +H2
  Определите окислитель и восстановитель.
  
  

• 17 слайд

  Решение :
  
  Записать схему реакции, например: AL +HCL → ALCL3 +H2
  Определите степени окисления элементов и найти элементы, которые изменяют степени окисления: AL0 +H+1CL-1 → AL+3CL3-1 +H20
  3. Написать уравнение процессов окисления и восстановления обязательно учитывать количество атомов элементов, участвующих в процессах:
  АL0 -3e = AL+3
  2H+1+2e=H20
  
  

• 18 слайд

  Решение :
  
  4. Уравнять число отданных и принятых электронов и определить коэффициенты при окислителе и восстановителе.
  АL0 -3e = AL+3 |2-процесс окисления АL 0 -восстановитель
  2H+1+2e=H20 |3-процесс восстановления, H+1 – окислитель
  -----------------------------------------------------------------
  2 АL0+6Н+1 = 2 АL+3 +3Н20
  
  

• 19 слайд

  Решение:
  5. Перенести полученные коэффициенты с учетом числа атомов элементов, участвующих в процессах, в молекулярное уравнение и, используя закон сохранения массы, уравнять его.
  2AL +6HCL → 2ALCL3 +3H2
  
  

• 20 слайд

  Проверить число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения:
  В левой части правой части
  2 атома AL = 2 атома AL;
  6 атомов Н = 6 атомов Н
  6 атомов CL = 6 атомов CL
  
  

• 21 слайд

  Вывод: реакция уравнена.
  Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление окислением. Не бывает одного процесса без другого. ОВР – это единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.
  
  

• 22 слайд

  Возникают трудности
  
  с определением числа электронов и типа процесса (т.е. +ē или
  – ē). Например, N +5 ? хē →N+2
  Можно рекомендовать следующий прием: 5 – 2 = +3
  Или алгебраическое уравнение, обозначив число электронов через х. электроны заряжены отрицательно, учтем это при составлении уравнения:
  +5 + (-х) = +2
  +5 – 2 = х
  Х = 3
  Надо принять 3 электрона. Записываем это:
  N +5 +3ē →N+2 окислитель (восстановитель).
  
  

• 23 слайд

  Следующий пример:
  
  N -5 ? хē →N+3
  -2 + (-х) = +3
  -2 + (-3) = х
  Х = -5
  N -2 -5ē →N+3 восстановитель (окисляется).
  
  

• 24 слайд

  Задание для закрепления.
  
  Рассмотрите следующие примеры:
  а) S+6 →S0 в) S+6→S-2
  б) S+4→S-2 г) S+4→S+6
  Укажите окислитель и восстановитель в следующих реакциях.
  а) N2 + O2 →2NO б) 2 F2 + 7O2 →2 F2O7
  в) Fe + S → FeS г) S + O2 → SO2
  д) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O
  ж) Mg + H2SO4→Mg SO4+ H2S ↑+ H2O
   
  
  

• 25 слайд

  Домашнее задание:
  
  Расставьте коэффициенты c помощью электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель в следующих реакциях:
  a) К + HCL→HCL + H2
  б) N2+O2 →N2O3
  в) Zn + H2SO4→ Zn SO4+ S↓ + H2O
  г) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O
   
  
  

• 26 слайд

  Литература:
  
  М.Ю. Горковенко, Поурочные разработки по химии. 8 класс. Москва «Вако» 2004г. стр.57-58, 140.
  В.Н. Доронькин, А.Г.Бережная, Т.В. Сажнева, В.А. Февралева. Тематические тесты для подготовки к ЕГЭ. Легион Ростов – на - Дону 2012г.. стр. 4-12.
  В.Е.Морозов, Сборник элективных курсов. Химия 10-11 классы. Волгоград : Учитель, 2007г.
  Г.Е. Рудзитис, Ф.Г.Фельдман. Химия 9 класс. Издательство «Просвещение», 2008г. стр.17-19