Урок по химии на тему «Окислительно-восстановительные реакции»

Бурбело Ирина Александровна

преподаватель химии высшей  категории

Государственное Бюджетное

Профессиональное Образовательное

Учреждение «Колледж связи №54»

 им. П.М. Вострухина города Москвы

Аннотация: Урок химии по теме «Окислительно-восстановительные реакции» предназначен для учащихся 8-х  классов. На уроке раскрываются основные понятия об окислительно-восстановительных реакциях: степень окисления, окислитель, восстановитель, окисление, восстановление: формируется умение составлять записи ОВР методом электронного баланса.

Урок химии в 8-м классе по теме

«Окислительно-восстановительные реакции»

ЦЕЛЬ УРОКА:  формировать систему знаний об окислительно-восстановительных реакциях,   научить составлять   записи ОВР методом электронного баланса.

ЗАДАЧИ УРОКА:

Обучающие: рассмотреть сущность окислительно-восстановительных процессов, научить применять «степени окисления» для определения процессов окисления и восстановления; научить учащихся уравнивать записи окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса.

Развивающие: Совершенствовать умения высказывать суждение о типе химической реакции, анализируя степень окисления атомов в веществах; делать выводы, работать с алгоритмами, формировать интерес к предмету.

Воспитывающие: формировать потребность в познавательной деятельности и ценностное отношение к знаниям; анализировать ответы товарищей, прогнозировать результат работы, оценивать свою работу; воспитать культуру общения через работу в парах «ученик – ученик», «учитель – ученик».

Тип урока: Урок изучения нового материала.

Методы, используемые на уроке: Объяснительно-иллюстративный.

Понятия,  вводимые на уроке: окислительно-восстановительные реакции; окислитель; восстановитель; процесс окисления; процесс восстановления.

Используемое оборудование и реактивы: таблица растворимости, периодическая система Д. И. Менделеева, соляная кислота, серная кислота, цинк в гранулах, магниевая стружка, раствор сульфата меди, железный гвоздь.

Форма работы: индивидуальная, фронтальная.

 Время  урока: (90 минут, 2 урока).

Ход урока

I. Организационный момент

II. Повторение  пройденного материала

      УЧИТЕЛЬ: Ребята, давайте  вспомним с вами ранее изученный материал о степени окисления, который будет необходим нам на уроке.

         Устный фронтальный опрос:

·          Что такое электроотрицательность?

·          Что такое степень окисления?

·         Может ли степень окисления элемента быть равной нулю? В каких случаях?

·         Какую степень окисления чаще всего проявляет кислород в соединениях?

Вспомните исключения.

·         Какую степень окисления проявляют металлы в полярных и ионных соединениях?

·         Как рассчитывается степень окисления по формулам соединений?

         УЧАЩИЕСЯ: Для того,  чтобы рассчитать степень окисления, нужно воспользоваться несложными правилами:

·         Степень окисления кислорода почти всегда равна  -2.

·         Степень окисления водорода почти всегда равна +1.

·         Степень окисления металлов всегда положительна и в максимальном значении почти всегда равна номеру группы.

·         Степень окисления свободных атомов и атомов в простых веществах всегда равна 0.

·         Суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна 0.

УЧИТЕЛЬ предлагает ученикам  для закрепления сформулированных правил посчитать - найти степень окисления элементов в простых веществах и соединениях:

S , Н₂, H₃PO₄, NaHSO_3, HNO₃, Cu(NO₂)_2, NO₂ , Ва, Al.     

           Например: Какая будет степень окисления серы в серной кислоте?

В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления элементов с учётом числа их атомов равна 0.

H₂⁺¹S^xO₄^-2                                                           

(+1) ^* 2 +X*1  + (-2) ^. 4 = 0

X = + 6

H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2

           III. Изучение нового материала

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

По этому признаку различают реакции

Химические реакции

 

Реакции, протекающие с изменением          реакции, протекающие  без изменения                                                                           степени окисления элементов                             степени окисления элементов                                                                            

Например, в реакции

   _{+1 +5 -2             +1 -1                    +1 -1                +1 +5 -2}

 AgNO₃   +   HCl             AgCl    +    HNO3     (у доски пишет учащийся)

Степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились. А вот в другой реакции – взаимодействие соляной кислоты с цинком

    _{+1 -1              0                       +2 -1                   0}

  2HCl   +  Zn               ZnCl₂    +    H₂                       (у доски пишет учащийся)

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   + 2e                   H₂

а  каждый атом цинка – отдал два электрона

    _{0                                           +2}

Zn   -  2е                     Zn

УЧИТЕЛЬ: Какие типы химических реакций вы знаете?

УАЩИЕСЯ: К ОВР относятся все реакции замещения, а также те  реакции соедине­ния и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество.

УЧИТЕЛЬ: Дать определение ОВР.

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

УЧИТЕЛЬ: Ребята, определите устно,  какая из предложенных реакций окислительно-восстановительной не является:

1) 2Na + Cl₂ = 2NaCl
            2) NaСL + AgNO₃= NaNO₃+AgCl↓
            3) Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­

4) S+O₂=SO₂

УЧАЩИЕСЯ: выполняют задание

УЧИТЕЛЬ: В качестве примеров ОВР продемонстрируем  сле­дующий опыт.

H₂SO₄ + Mg           MgSO₄  +  H₂

Обозначим степень окисления всех элементов в формулах веществ – реагентов и продуктов этой реакции:

Как видно из  уравнения реакции, атомы двух элементов магния и водорода, изменили свои степени окисления.

Что с ними произошло?

Магний из нейтрального атома превратился в условный ион в степени окисления +2, то есть отдал 2е:

Mg ⁰ – 2е               Mg ⁺²

Запишите в свой конспект:

Элементы или вещества, отдающие электроны называются восстановителями; в ходе реакции они окисляются.

Условный ион Н в степени окисления +1 превратился в нейтральный атом, то есть каждый атом водорода получил по одному электрону.

2Н⁺¹ +2е               Н₂

Элементы или вещества, принимающие электроны, называются окислителями; в ходе реакции они восстанавливаются. <Приложение 1>

Эти процессы можно представить в виде схемы:

 

Соляная кислота + магний            сульфат магния + водород

 

CuSO₄  + Fe (железный гвоздь)   =  Fe SO₄  +  Cu (красивый красный гвоздь)

Fe ⁰ – 2е             Fe ⁺²

Cu⁺² +2е             Cu⁰

Процесс отдачи электронов называется окислением, а принятия –    восстановлением.

В процессе окисления степень окисления повышается, в процессе восстановления – понижается.

Эти процессы неразрывно связаны между собой.

УЧИТЕЛЬ: Давайте выполним задание по вышеописанному образцу.

Задание: Для окислительно – восстановительных реакций укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления, составьте электронные уравнения:

1) BaO + SO₂ =BaSO₃

2) CuCl₂ + Fe = FeCl₂ + Cu

3) Li + O₂  =  Li₂O₃

4) CuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂↓ + K₂SO₄

II часть урока (2-ой урок)

Метод электронного баланса как способ составления уравнений ОВР

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

После объяснения учащиеся под руководством учителя составляют уравнения ОВР по планам, которые составил учитель к этому уроку <Приложение 2>.

Памятки находятся у каждого ученика на парте.

УЧИТЕЛЬ: Среди изученных нами реакций к окислительно – восстановительным  реакциям относятся:

1.      Взаимодействие металлов с неметаллами

                             2Mg + O₂ =2MgO

Восстановитель           Mg⁰ -2e            Mg⁺²              2      окисление

Окислитель                   O₂ +4e             2O^-2           1       восстановление  

      2. Взаимодействие металлов с кислотой.

                                 H₂SO4 + Mg =MgSO₄+H₂

 

Восстановитель     Mg⁰ -2e                  Mg⁺²            2      окисление

Окислитель             2O^-2 +4e                O₂⁰           1       восстановление  

3. Взаимодействие металлов с солью.

                                 CuSO4 + Mg =MgSO₄+Cu

 

Восстановитель     Mg⁰ -2e                 Mg⁺²              2      окисление

Окислитель             Cu⁺² +2e                 Cu⁰            1       восстановление  

Диктуется реакция, один учащийся самостоятельно составляет схему реакции у доски:

H₂ + O₂ → H₂O

Определим, атомы каких элементов изменяют степень окисления.

( H₂° + O₂° → H₂O₂).

Составим электронные уравнения процессов окисления и восстановления.

(H₂° -2e → 2H⁺ – процесс окисления,

O₂°  +4e → 2O^-²  - процесс восстановления,

Н₂ – восстановитель, О₂  - окислитель)

Подберём общее делимое для отданных и принятых е и коэффициенты для электронных уравнений.

(∙2| Н₂°-2е → 2Н⁺  - процесс окисления, элемент – восстановитель;

 ∙1| O₂°  +4e → 2O^-²  - процесс восстановления, элемент – окислитель).

Перенесём эти коэффициенты в уравнение ОВР и подберём коэффициенты перед формулами других веществ.

2H₂ + O₂ → 2H₂O.

IV. Закрепление изученного материала

Упражнения для закрепления материала:

1)      Какая схема превращения азота соответствует данному уравнению реакции

4NH₃ +5O ₂ → 4NO + 6H₂O

                       1) N⁺³ → N⁺²                            3) N⁺³ → N^-3

                       2) N^-3 → N^-2                             4) N^-3 → N⁺²

      2) Установите соответствие между изменением степени окисления атома серы и схемой превращения вещества. Запишите цифры без пробелов и запятых.

СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЙ

A) H₂S + O₂ → SO₂ + H₂O                            

Б) H₂SO₄ + Na → Na₂SO₄ + H₂S + H₂O       

В) SO₂ + Br₂ + H₂O → H₂SO₄ + HBr          

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

1) Э⁺⁴ → Э⁺⁶

2) Э⁺⁶ → Э^-2

3) Э⁺⁶ → Э⁺⁴

4) Э^-2 →  Э⁺⁶

5) Э^-2 →  Э⁺⁴  ответ (521)

      3)Установите соответствие между схемой превращения и изменением степени окисления окислителя в ней.

СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЙ

A) Cl₂ + K₂MnO₄ → KMnO₄ + KCl

Б) NH₄Cl + KNO₃ → KCl + N₂O + H₂O

В) HI + FeCl₃ → FeCl₂ + HCl + I₂

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ

ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ

1) Э⁺⁶ → Э⁺⁷

2) Э⁺⁵ → Э⁺¹

3) Э⁺³ → Э⁺²

4) Э⁰ →  Э^-1

5) Э^-1 →  Э⁰ ответ (423)

V. Заключительное слово учителя

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями. Весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции, в основном окислительно-восстановительные.

  VI. Рефлексия. 

              VIII. Домашнее задание: § 44, упр.1, 3, 7 

Используемая литература:

1.      1.Габриелян О.С. «Химия. 8 класс: учеб. для общеобразоват. учреждений. –М. : Дрофа, 2013.

2.      Окислительно – восстановительные реакции. Хомченко Г.П., Севастьянова К.И. - Из-во Просвещение, 1985.

3.      Электронный учебник: http://www.alhimikov.net/elektronbuch/Page-28.html

4.      Ресурсы интернет:

 http://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov/18.html

 http://cor.edu.27.ru/dlrstore/0000002e-1000-4ddd-97d5-460046642032/2109440o2.pdf

 http://e-ypok.ru/ege_chemistries_c1

ПАМЯТКА ДЛЯ УЧАЩИХСЯ

Приложение №1

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители		Окислители
Металлы, Н2, уголь, СО – оксид углерода (II) H2S, SO2,  H2SO3 и её соли HJ, HBr, HCl SnCl2 ,FeSO4 ,MnSO4, Cr2(SO4)3 HNO2-азотистая кислота NH3 –аммиак NO- оксид азота (II) Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты,    глюкоза Катод при электролизе	Галогены KMnO4, K2MnO4, MnO2, K2Cr2O7, K2CrO4 HNO3-азотная кислота H2O2 – пероксид водорода О3 – озон,     О2 H2SO4( конц.), H2SеO4 CuO, Ag2O, PbO2 Ионы благородных металлов (Ag+, Au3+ ) FeCl3 Гипохлориты, хлораты и перхлораты «Царская водка» Анод при электролизе

      Приложение №2

Алгоритм составления химических уравнений методом электронного баланса:

1.Составить схему реакции.

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

Помните!      

·         Степень окисления простых веществ равна  0;

·         Степень окисления металлов в соединениях равна 

номеру группы этих металлов (для I-III группы).

·         Степень окисления атома кислорода  в

соединениях обычно равна   - 2, кроме H₂O₂ ^-1  и ОF_2.

·         Степень окисления атома водорода  в

соединениях обычно равна   +1,  кроме МеH (гидриды).

·         Алгебраическая сумма степеней окисления 

элементов  в соединениях  равна  0. 

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

4.Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются.

5.Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления.

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

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

8.Определить восстановитель и окислитель.

9.Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.

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

11.Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора.

12.Проверить уравнение реакции.

       Приложение 3

Самостоятельная работа для проверки знаний

Вариант 1

1. Проставьте степень окисления элементов в соединениях, формулы которых IBr, TeCl₄, SeF_e, NF₃, CS₂.

2. В следующих схемах реакций укажите степень окисления каждого элемента и расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

1)  F₂ + Хе → XeF₆        3) Na + Br₂ → NaBr

2)  S + H₂ → H₂S           4) N₂ + Mg → Mg₃N₂

Вариант 2

1.Проставьте степень окисления элементов в соединениях: H₂SО₄, HCN, HNО₂, РС1₃

2. Допишите уравнения реакций окисления-восстановления:

1)  CI₂ + Fe →         2) F₂ + I₂ →         3) Ca + С  →            4) С + H₂ →

Укажите степени окисления элементов в полученных продуктах.

Вариант 3

1. Проставьте степень окисления в соединениях, формулы которых XeF₄, CC1₄, РС1_б, SnS₂.

2. Напишите уравнения реакций: а) растворения магния в растворе серной кислоты; б) взаимодействия раствора бромида натрия с хлором. Какой элемент окисляется и какой восстанавливается?

Вариант 4

1. Составьте формулы следующих соединений: а) нитрида лития (соединения лития с азотом); б) сульфида алюминия (соеди­нения алюминия с серой); в) фторида фосфора, в которых электро­положительный элемент проявляет максимальную степень окисления.

2. Напишите уравнения реакций: а) иодида магния с бромом; б) растворения магния в растворе бромоводородной кислоты. Укажите, что в каждом случае является окислителем и что — восстановителем.

Вариант 5

1.Составьте формулы следующих соединений: а) фтора с ксеноном; б) бериллия с углеродом, в которых электроположительный элемент проявляет максимальную степень окисления.

2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах:

1) KI + Cu(NО₃)₂ → CuI + I₂ + KNО₃

2) MnS + HNО₃ (конц.) → MnSО₄ + NО₂ + H₂О

Вариант 6

1. Проставьте степени окисления каждого элемента в соединениях, формулы которых Na₂SО₃, КСЮ₃, NaCIO, Na₂CrО₄, NН₄СlO₄, BaMnО₄.

2. Напишите уравнения реакций: а) иодида лития с хлором; б) лития с соляной кислотой. Проставьте степени окисления всех элементов и коэффициенты по методу электронного баланса.

Вариант 7

1. Вычислите степени окисления марганца, хрома и азота в соединениях, формулы которых КMnO₄, Na₂Cr₂О₇, NH₄NО₃.

2. Проставьте степени окисления каждого элемента и рас­ставьте коэффициенты, используя метод электронного баланса в следующих схемах:

1)  Fe + FeВr₃ → FeBr₂

2)  H₂SО₃ + I₂ + H₂О → H₂SО₄ + HI

Вариант 8

1. Какова степень окисления углерода в оксиде углерода (IV) и изменяется ли она при взаимодействии углекислого газа с водой с образованием угольной кислоты?

2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах:

1)  NH₃ + SO₂ → N₂ + S + H₂О

2)  H₂S + H₂О₂ → H₂SО₄ + H₂О