Презентация по химии на тему "Окислительно-восстановительные реакции"

Описание презентации по отдельным слайдам:

• 

  1 слайд

  Выполнила:
  Учитель химии
  Баймухаметова
  Батила Тургинбаевна
  Окислительно-восстановительные реакции
  

• 

  2 слайд

  Девиз урока
  «Кто-то теряет,
  а кто-то находит…»
  
  Сами,  трудясь,  вы  сделаете  все
                                                                          и  для  близких  людей  и  для  себя,
                                                                             а  если  при  труде  успеха  не будет,
                                                                            неудача – не  беда, попробуйте  ещё.
  Д. И. Менделеев.
  
  

• 

  3 слайд

  горение
  

• 

  4 слайд

  Тема урока: «Окислительно-восстановительные реакции»
  
  Цель:
  Познакомиться с окислительно-восстановитель-ными реакциями и выяснить, в чём отличие обменных реакций от окислительно-восстановительных реакций.
  Научиться определять в реакциях окислитель и восстановитель.
  Научиться составлять схемы процессов отдачи и принятия электронов.
  Познакомиться с важнейшими окислительно-восстановительными реакциями, встречающимися в природе.
  
  

• 

  5 слайд

   
  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 объёме сжатом,
  Но также то, чего здесь нет.
  В. Брюсосова.
  
  

• 

  6 слайд

  Что такое степень окисления?
  
  Степень окисления – это условный заряд атома химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равняться нулю, что зависит от природы соответствующих соединений.
  Одни элементы имеют: постоянные степени окисления,
  другие — переменные.
  Элементы с постоянной положительной степенью окисления относятся - щелочные металлы: Li+1, Na+1, K+1, Rb+1, Cs+1, Fr+1, следующие элементы II группы периодической системы: Ве+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ва+2, Ra+2, Zn+2, а также элемент III А группы - А1+3 и некоторые другие.
  Металлы в соединениях всегда имеют положительную степень окисления.
  Из неметаллов постоянную отрицательную степень окисления (-1) имеет F.
  В простых веществах, образованных атомами металлов или неметаллов, степени окисления элементов равны нулю, например: Na°, Al°, Fe°, Н2, О2, F2, Cl2, Br2.
  Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н20), -1 (NaH).
  Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н20), -1 (Н2О2), +2 (OF2).
  
  

• 

  7 слайд

  
  Важнейшие восстановители и окислители
  Восстановители: Окислители:
  
  

• 

  8 слайд

  Степень окисления марганца в соединении перманганата калия KMnO4.
  
  
  1.Степень окисления калия +1, кислорода -2.
  2.Подсчитаем число отрицательных зарядов: 4 • (-2) = - 8
  3.Число положительных зарядов у марганца – 1.
  4.Составляем следующее уравнение:
  (+1) + х+ (-2)*4 =0
  1+ х - 8=0
  Х = 8 - 1 = 7
  Х= +7
  +7 – это степень окисления марганца в перманганате калия.
  
  

• 

  9 слайд

  Правила определения степеней окисления
  1 .Степень окисления элемента в простом веществе равно 0.
  Например: Са, Н2, Cl2, Na.
  2 .Степень окисления фтора во всех соединениях, кроме F2, равна – 1. Пример: S+6F6-1
  3 .Степень окисления кислорода во всех соединениях, кроме О2, О3, F2-1O+2 и перекисных соединениях Na2+1 O-12; Н2+1О-12 равна –2
  Примеры: Na2O-2, BaO-2, CO2-2.
  4 .Степень окисления водорода равна +1, если в соединениях есть хотя бы один неметалл, -1 в соединениях с металлами (гидридах)
  5. Степень окисления О в Н2
  Примеры: C-4H4+1 Ba+2H2-1 H2
  Степень окисления металлов всегда положительна (кроме простых веществ).
  Степень окисления металлов главных подгрупп всегда равна номеру группы.
  Степень окисления побочных подгрупп может принимать разные значения. Примеры: Na+ Cl-, Al2+3O3-2, Cr2+3 O3-2, Cr+2O-2.
  6 . Максимальная положительная степень окисления равна номеру группы (исключения Cu+2, Au+3). Минимальная степень окисления равна номеру группы минус восемь.
  Примеры: H+1N+5O-23, N-3H+13.
  7 . Сумма степеней окисления атомов в молекуле (ионе)равна 0 (заряду иона).
  
  

• 

  10 слайд

  Лабораторная работа
  Правила техники безопасности.
  Опыт 1. Проведите химическую реакцию между растворами сульфата меди (II) и гидроксида натрия.
  
  Опыт 2.
  1.Поместите в раствор сульфата меди (II) железный гвоздь.
  2.Составьте уравнения химических реакций.
  3.Определите тип каждой химической реакции.
  4.Определите степень окисления атома каждого химического элемента до реакции и после реакции.
  5.Подумайте, чем отличаются эти реакции?
  
  

• 

  11 слайд

  Ответы:
  Cu+2S+6O4-2 +2Na +1O-2H+1Cu +2(O -2H+1)2+Na2 +1S +6O4-2
  – реакция обмена
  Cu+2S+6O4-2 + Fe0 Fe+2 S+6O4 -2+Сu0 – реакция замещения
  Реакция №2 отличается от реакции №1 тем, что в данном случае изменяется степень окисления у атомов химических элементов до реакции и после реакции.
  Обратите внимание на это важное отличие двух реакций. Вторая реакция является ОВР.
  Подчеркнем в уравнении реакции символы химических элементов, которые поменяли степень окисления. Выпишем их и укажем, что атомы сделали со своими электронами (Отдали или приняли?), т.е. переходы электронов.
  Cu+2 + 2 е-  Сu0 – окислитель, восстанавливается
  Fe0 - 2 е-  Fe+2 - восстановитель, окисляется
  
  

• 

  12 слайд

  Классификация окислительно-восстановительных реакций
  
  1.Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции
  Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:
  2Са0 + O20  → 2 Са+2O-2
  Са - восстановитель; O2 - окислитель
  Cu+2O + C+2O → Cu0 + C+4O2
  CO - восстановитель; CuO – окислитель
  Zn0 + 2HCl → Zn+2Cl2 + H20
  Zn - восстановитель; HСl - окислитель
  Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4  → I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O
  KI - восстановитель; MnO2 - окислитель.
  

• 

  13 слайд

  2.Внутримолекулярные окислительно - восстановительные реакции
  Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.
  4Na2Cr2O7 → 4Na2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
  Cr+6- окислитель; О-2 - восстановитель 
  
  

• 

  14 слайд

  3.Реакции диспропорционирования 
  Окислительно - восстановительные реакции, в которых один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.
  3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O
  Сера в степени окисления 0 является и окислителем и восстановителем.
  4.Реакции компропорционирования
  Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента в различных степенях окисления в результате реакции приобретают одну степень окисления.
  5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 → 3Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O
  Br+5 – окислитель; Br-1 – восстановитель
  
  

• 

  15 слайд

  Алгоритм составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
  

• 

  16 слайд

  Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, при котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. 
  

• 

  17 слайд

  Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления и, как правило, изменяются степени окисления элементов.
  Рассмотрим процесс на примере взаимодействия цинка с разбавленной серной кислотой:
  
  

• 

  18 слайд

  Запомним:
  1.Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
  2.Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.
  3.Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.
  4.Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.
  5.Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.
  6.Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.
  7.Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.
  
  

• 

  19 слайд

  Примеры окислительно-восстановительных реакций
  Пример 1.
  Сu+2O-2+H2 Cu+H2+1O-2 (реакция замещения)
   
  
  Схема Сu+2+2e Cu02 1о (окислитель)
  электронного 2Н0- 2е2Н+1 2 1в (восстановитель)
  баланса
  
  

• 

  20 слайд

  Пример 2.
  2Mg0 + O20 2Mg+2О-2 (р-я соединения)
  Мg0 - 2е Мg+2 4 1 восстановитель
  2О0 + 2 1е 2О-2 2 окислитель
   
  Пример 3.
  2Н2+1О-2 электр.ток 2Н20+ О20 (р-я разложения)
   
  
  2Н+1 – 2 1е 2Н0 4 2 окислитель
  2О-2 + 2 2е 2О0 1 восстановитель
  
  

• 

  21 слайд

  Значение окислительно – восстановительных реакций
  фотосинтез
  Сгорание топлива
  Получение металлов
  Гниение , брожение
  Коррозия металлов
  и сплавов
  

• 

  22 слайд

  Суть ОВР:
  Окислительно-восстановительные реакции - представляют со­бой единство двух противоположных процессов - окисления и восста­новления.
  В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями.
  При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или лишь частично, оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче или присоеди­нении электронов
  

• 

  23 слайд

  «Окислитель как отъявленный злодей
  Как пират, бандит, агрессор, Бармалей
  Отнимает электроны - и ОК!
  Потерпев урон, восстановитель
  Восклицает: «Вот я, помогите!
  Электроны мне мои верните!»
  Но никто не помогает и ущерб
  Не возмещает…»
  
  Вот почему выбран девиз урока:
  « Кто-то теряет, а кто-то находит…»
  

• 

  24 слайд

• 

  25 слайд

  Внимание!!!
  Самостоятельная работа...