химия

Тема :»Окислительно-восстановительные реакции».

Цели урока:

•                Рассмотреть сущность окислительно-восстановительных процессов , научить применять «степени окисления» для определения процессов окисления и восстановления.

•                научить учащихся уравнивать записи окислительно-восстановительные реакции методом электронного баланса.

•         Совершенствовать умения высказывать суждение о типе химической реакции, анализируя степень окисления атомов в веществах;

•         делать выводы, работать с алгоритмами, формировать интерес к предмету.

•         Формировать научное мировоззрение учащихся; совершенствовать трудовые навыки;

•         научить слушать учителя и своих одноклассников, быть внимательным к себе и окружающим, оценивать себя и других, вести беседу.

Оборудование и реактивы: соляная кислота, серная кислота, цинк в гранулах, магниевая стружка, раствор сульфата меди, железный гвоздь.

Ход урока

1.           Организационный момент.

2.            Понятие об окислительно-восстановительных реакциях

Давайте вспомним классификацию химических реакций, которая вам известна.

•         По числу и составу реагентов и продуктов,

•         По тепловому эффекту,

•         По направлению,

•         Участию катализатора.

Есть еще одна классификация, основанная на изменении или сохранении степеней окисления атомов химических элементов, образующих реагенты и продукты реакции. По этому признаку различают реакции

Химические реакции

Реакции, протекающие с изменением                          реакции, протекающие  без изменения степени

степени окисления элементов, образую-                     окисления

щихся  вещества, участвующих в реакции (ОВР)

Учитель просит учащихся вспомнить,

Что называется степенью окисления (с.о.) и как она рассчитывается по формулам соединений?

Степенью  окисления называется условный заряд атомов в химическом соединении, вычисленный  исходя из предположения, что это соединение состоит из простых ионов.

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

1.     Степень окисления кислорода почти всегда равна  -2.

2.     Степень окисления водорода почти всегда равна +1.

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

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

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

Здесь учитель предлагает ученикам устно посчитать - найти степень окисления элементов.

Какая будет степень окисления серы и фосфора

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

H₂⁺¹S^xO₄^-2                                                            Н₃РО₄

(+1) ^. 2 +X + (-2) ^. 4 = 0

X = +6

H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2

Какие типы химических реакций вы знаете?

Учащиеся отвечают.

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

Дать определение ОВР.

ОВР – это реакции, в ходе которых меняются степени окисления.

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

Почему эти реакции так называются?

Рассмотрим примеры таких химических реакций.

В качестве примеров ОВР учитель демонстрирует 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.

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

Кто-то теряет, а кто-то находит…

  Процесс отдачи электронов называется окислением, а принятия –    восстановлением.

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

Эти процессы неразрывно связаны между собой.

3. Метод электронного баланса как способ составления уравнений ОВР

Далее рассмотрим составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса. Затем расставляются коэффициенты. 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 (см. Приложение). Планы находятся у каждого ученика на парте.

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

1.     Взаимодействие металлов с неметаллами.

                             2Mg + O₂ =2MgO

Вос-ль             Mg⁰ -2e ---Mg⁺²                   2      окисление

Ок исл-ль           O₂ +4e ---2O^-2           1       восстановление  

      2. Взаимодействие металлов с кислотой.

                                 H₂SO4 + Mg =MgSO₄+H₂

Вос-ль             Mg⁰ -2e ---Mg⁺²                   2      окисление

Ок исл-ль           2O^-2 +4e --- O₂⁰           1       восстановление  

3. Взаимодействие металлов с солью.

                                 CuSO4 + Mg =MgSO₄+Cu

Вос-ль                 Mg⁰ -2e ---Mg⁺²                   2      окисление

Ок исл-ль           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° → H2 O₂).

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.

План составления уравнений ОВР

 и электронного баланса к ним

1. Записать схему реакции.                

2. Определить, атомы каких элементов  изменяют степень окисления.

3. Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления.

4. Подобрать общее делимое для отданных и принятых электронов и коэффициенты для электронных уравнений.

5. Перенести эти коэффициенты в уравнение ОВР и подобрать коэффициенты перед формулами других веществ.

 Делаем вывод: «В чем же заключается 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.

Домашнее задание.

§ 43, упр.1, 3, 7