МОУ «Средняя общеобразовательная школа №9 с углубленным изучением английского языка» Ново – Савиновского района г. Казани
Конспект урока по химии
в 9 классе
«Составление уравнений
Работу выполнила
учитель химии и естествознания
Чекункова Елена Владимировна
Казань, 2011
Конспект урока по химии в 9 классе
Тема урока: « Составление уравнений
окислительно – восстановительных реакций»
Цель урока: продолжить формирование понятий «степень окисления», «окислитель», «восстановитель», «окислительно – восстановительные реакции», «метод электронного баланса»; познакомить учащихся с заданиями ГИА и ЕГЭ, рассматривающих данные вопросы; познакомить учащихся с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций в различных средах.
-
повторить основные понятия об окислении и восстановлении, степени окисления, окислителях и восстановителях, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций;
- выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса
.
Развивающие задачи :
Способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету;
- способствовать развитию речи учащихся;
-
формирование умения анализировать, сопоставлять, и обобщать знания по теме;
- способствовать овладению учащимися всеми видами памяти.
Воспитательные задачи:
Воспитание осознанной потребности в знаниях;
- совершенствовать умение выслушивать мнение каждого члена коллектива, делать самостоятельные выводы;
- развитие любознательности.
Тип урока: комбинированный (словесно – наглядно – практический).
Место данного урока в теме: второй урок в теме «Окислительно-восстановительные реакции» в разделе «Химия в задачах» при изучении элективного курса «Химия-9».
Методическое оснащение урока:
1. Материально-техническая база:
- кабинет химии, персональный компьютер, медиапроектор.
2. Дидактическое обеспечение:
- рабочая тетрадь учащихся;
- презентация в Power Point ;
- материалы для контроля знаний учащихся.
План урока:
Актуализация знаний;
Объяснение новой темы;
Закрепление изученного материала;
Запись домашнего задания.
Ход урока:
1 . Актуализация знаний.
1.1 Беседа по материалам прошлого урока.
Вопросы к беседе:
Какие реакции называются окислительно- восстановительными? (идущие с изменением степеней окисления атомов);
Что такое окисление? (процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой);
Какой процесс называется восстановлением? (процесс принятия электронов атомом, ионом или молекулой);
Как называются вещества, отдающие электроны? (…восстановителями);
Как называются вещества, принимающие электроны? (…окислителями);
Что такое «степень окисления»? (СЭ – это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из ионов);
Что происходит со степенью окисления элемента в процессе
его восстановления? (степень окисления понижается);
8)Что происходит со степенью окисления элемента в процессе
его окисления? (степень окисления повышается);
9)Как классифицируются ОВР? (ОВР бывают внутримолекулярные, межмолекулярные, реакции диспропорционирования);
10) Какой элемент в ПС является самым сильным окислителем?, восстановителем? (фтор; франций);
11) Какие элементы в ПС имеют постоянные степени окисления и какие конкретно? (щелочные металлы+1; щелочноземельные металлы+2; цинк+2; алюминий+3);
12) Приведите примеры соединений, содержащих в своем составе атомы серы, которые будут проявлять: а) только окислительные, б) только восстановительные; в) и окислительные, и восстановительные свойства? (H 2 SO 4 ; H 2 S ; H 2 SO 3 ) .
Учитель: окислительно-восстановительные реакции и вся теория, которую мы с вами повторили и обобщили, имеют место в заданиях ГИА (В3) и ЕГЭ(А27, В2, С1). Давайте решим сначала задания из ГИА, а затем перейдем к заданиям ЕГЭ, и вы убедитесь, что теоретическая основа, которую мы с вами закладываем на наших уроках сейчас, помогут вам в будущем ответить на вопросы изучаемой темы при сдаче ЕГЭ.
Итак, внимание на экран: работа с заданиями слайдов 7 – 12.
Используются задания из вариантов ГИА и ЕГЭ, разработанных сотрудниками ФИПИ.
Ответьте, пожалуйста, на следующий вопрос: какой элемент по окислительным свойствам стоит на втором месте после фтора? (Ответ учащихся: кислород, и далее, галогены. Причем, окислительные свойства галогенов уменьшаются от хлора к иоду).
Важно так же знать, что помимо кислорода сильными окислительными свойствами обладают соединения, в которых есть кислород. Мы с вами сегодня знакомимся с сильнейшим окислителем – перманганатом калия, формула которого… KMnO 4
Объяснение нового материала.
Перманганат калия является сильным окислителем за счет иона MnO 4 2- , в котором марганец находится в высшей степени окисления +7. Именно поэтому марганец может только восстанавливаться в результате ОВР. И восстанавливаться до конкретных продуктов. (слайд 14)
Наша с вами задача сегодня научиться предугадывать продукты ОВР, в которых принимает участие KMnO 4 .
Рассмотрим сначала восстановление перманганата калия в кислой среде.
(слайд 15)
KMnO 4 + KI + H 2 SO 4
Существует алгоритм по составлению таких реакций. Давайте им воспользуемся…
Сначала проставляют степени окисления элементов:
KMn +7 O 4 + KI -1 + H 2 S +6 O 4
Затем рассуждают, какие элементы и как будут изменять степень окисления. Воспользуемся схемой. Так как реакция протекает в кислой среде, ион MnO 4 2- будет переходить в ион Mn 2+ , понижая степень окисления. Значит, нужно найти элемент, который способен повысить степень окисления. Таким ионом является ион I - .
Mn +7 + 5e- Mn +2 2 пр . восст . окислитель
2I -1 - 2e- I 2 0 5 пр . окисл . восст-ль
Составляем электронный баланс. И далее записываем продукты данной реакции и расставляем коэффициенты. Напоминаю вам о том, что стехиометрические коэффициенты, которые вы получили в электронном балансе, должны иметь место в реакции! (в презентации обозначены красным и зеленым цветами).
2 KMnO 4 + 10 KI + 8 H 2 SO 4 2 MnSO 4 + 5 I 2 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O 4 + KNO 2 + H 2 SO 4
Учащиеся на доске и в тетрадях пишут уравнение реакции и самостоятельно расставляют коэффициенты методом электронного баланса.
А теперь, ребята, когда теоретический материал позади, давайте включим в работу визуальную память. Для этого я вам предлагаю посмотреть реакции восстановления перманганата калия в различных средах.
Учитель демонстрирует реакции взаимодействия растворов KMnO 4 и K 2 SO 3 в нейтральной, кислой и щелочной средах.
Итоги и выводы.
Мы познакомились с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций в различных средах.
Вспомнили, как расставлять коэффициенты методом электронного баланса.
Научились записывать продукты окислительно-восстановительных реакций с участием перманганата калия.
Задание на дом.
Допишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса:
KMnO 4 + HBr
Список использованных источников:
Хомченко Г.П. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. – 4-е изд.,испр. и доп. – М.:ООО «Издательство Новая волна»,2004.-480 с.
Общая химия: Учебник/Под ред. Е.М.Соколовской и Л.С.Гузея. -3-е изд., перераб. и доп. – М.: Изд-во Московского университета, 1989. – 640 с.
ГИА 2011. Химия. 9 класс. Государственная итоговая аттестация (в новой форме). Типовые тестовые задания/А.С.Корощенко, Ю.Н.Медведев. –М.:Издательство «Экзамен», 2011. – 94 с.
ЕГЭ – 2011. Химия: типовые экзаменационные варианты: 30 вариантов/под. ред. А.А Кавериной. – М.: Национальное образование, 2011. – 368 с. – (ЕГЭ – 2011. ФИПИ – школе).
Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции.
Цель урока: Обобщить, систематизировать и расширить знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях, важнейших окислителях и продуктах их восстановления.
Задачи:
Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.
Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости от активности металлов, концентрации кислот и реакции среды раствора.
Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца.
Показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.
Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.
Ход урока
Добрый день! Хорошего вам настроения!
Тема нашего урока: «Окислительно – восстановительные реакции» (Презентация. слайд 1)
Окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Важнейшие процессы на планете связаны с этим типом химических реакций. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу XX века была создана электронная теория окислительно – восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные положения этой теории, метод электронного баланса, научиться составлять уравнения химических реакций, протекающих в растворах, и выяснить от чего зависит механизм таких реакций.
2. Повторение и обощение изученного ранее материала
Для вас тема ОВР не нова, она проходит красной нитью через весь курс химии. Поэтому предлагаю повторить некоторые понятия и умения по данной теме.
Первый вопрос: «Что такое степень окисления?». Без этого понятия и умения расставлять степени окисления химических элементов не возможно рассмотрение данной темы.
/ 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.
Например, к элементам с постоянной положительной степенью окисления относят 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°, Н 2 0 , О 2 0 , F 2 0 , Cl 2 0 , Br 2 0 .
Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н 2 0), -1 (NaH).
Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н 2 0), -1 (Н 2 О 2), +2 (OF 2).
Следует помнить, что в целом молекула электронейтральна, поэтому в любой молекуле алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона.
Например, рассчитаем степень окисления хрома в дихромате калия K 2 Cr 2 O 7 .
Степень окисления калия +1, кислорода -2.
Подсчитаем число отрицательных зарядов: 7 (-2) = -14
Число положительных зарядов должно быть + 14. На калий приходится два положительных заряда, следовательно, на хром – 12.
Так как в формуле два атома хрома, 12 делим на два: 12: 2 = 6.
6 – это степень окисления хрома.
Проверка: алгебраическая сумма положительных и отрицательных степеней окисления элементов равна нулю, молекула электронейтральна.
Самостоятельная работа № 1 по инструктивной карте: пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: MnO 2 , H 2 SO 4 , K 2 SO 3 , H 2 S, KMnO 4.
Что же представляют собой окислительно – восстановительные реакции с точки зрения понятия «степень окисления химических элементов»? (слайд 2)
/ 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:
При составлении этого уравнения 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.
Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.
Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.
Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.
Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.
Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.
Самостоятельная работа № 2 по инструктивной карте: методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно –восстановительной реакции:
MnO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O (2MnO 2 + 2H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + O 2 +2H 2 O)
Однако научиться находить коэффициенты в ОВР еще не значит уметь их составлять. Нужно знать поведение веществ в ОВР, предусматривать ход реакций, определять состав образующихся продуктов в зависимости от условий реакции.
Для того чтобы разобраться, в каких случаях элементы ведут себя как окислители, а в каких – как восстановители, нужно обратиться к периодической системе Д.И.Менделеева. Если речь идет о простых веществах, то восстановительные свойства должны быть присущи тем элементам, которые имеют больший по сравнению с остальными атомный радиус и небольшое (1 - 3) число электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому они могут сравнительно легко их отдавать. Это в основном металлы. Наиболее сильными восстановительными свойствами из них обладают щелочные и щелочноземельные металлы, расположенные в главных подгруппах I и II групп (например, натрий, калий, кальций и др.).
Наиболее типичные неметаллы, имеющие близкую к завершению структуру внешнего электронного слоя и значительно меньший по сравнению с металлами того же периода атомный радиус, довольно легко принимают электроны и ведут себя в окислительно-восстановительных реакциях как окислители. Наиболее сильными окислителями являются легкие элементы главных подгрупп VI – VII групп, например фтор, хлор, бром, кислород, сера и др.
Вместе с тем надо помнить, что деление простых веществ на окислители и восстановители так же относительно, как и деление на металлы и неметаллы. Если неметаллы попадают в среду, где присутствует более сильный окислитель, то они могут проявлять восстановительные свойства. Элементы в разных степенях окисления могут вести себя по-разному.
Если элемент имеет свою высшую степень окисления, то он может быть только окислителем. Например, в HN +5 O 3 азот в состоянии + 5 может быть только окислителем и принимать электроны.
Только восстановителем может быть элемент, находящийся в низшей степени окисления. Например, в N -3 Н 3 азот в состоянии -3 может отдавать электроны, т.е. является восстановителем.
Элементы в промежуточных положительных степенях окисления могут, как отдавать, так и принимать электроны и, следовательно, способны вести себя как окислители или восстановители в зависимости от условий. Например, N +3 , S +4 . Попадая в среду с сильным окислителем, ведут себя как восстановители. И, наоборот, в восстановительной среде они ведут себя как окислители.
По окислительно – восстановительным свойствам вещества можно разделить на три группы:
окислители
восстановители
окислители - восстановители
Самостоятельная работа № 3 по инструктивной карте: в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO 2 проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:
2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (MnO 2 – восстановитель)
MnO 2 + 4HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O (MnO 2 – окислитель)
3. Углубление и расширение знаний
Важнейшие окислители и продукты их восстановления
1. Серная кислота - Н 2 SO 4 является окислителем
А) Уравнение взаимодействия цинка с разбавленной Н 2 SO 4 (слайд 3)
Какой ион является окислителем в данной реакции? (H +)
Продуктом восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, является H 2 .
Б) Рассмотрим другую реакцию – взаимодействие цинка с концентрированной Н 2 SO 4 (слайд 4)
Какие атомы меняют степень окисления? (цинк и сера)
Концентрированная серная кислота (98%) содержит 2% воды, и соль получается в растворе. В реакции участвуют фактически сульфат – ионы. Продуктом восстановления является сероводород.
В зависимости от активности металла продукты восстановления концентрированной Н 2 SO 4 разные: H 2 S, S, SO 2 .
2. Другая кислота – азотная – также окислитель за счет нитрат – иона NO 3 - . Окислительная способность нитрат – иона значительно выше иона H + , и ион водорода не восстанавливается до атома, поэтому при взаимодействии азотной кислоты с металлами, никогда не выделяется водород, а образуются различные соединения азота. Это зависит от концентрации кислоты и активности металла. Разбавленная азотная кислота восстанавливается глубже, чем концентрированная (для одного и того же металла) (слайд 6)
На схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот
Золото и платина не реагируют с HNO 3 , но эти металлы растворяются в «царской водке» - смеси концентрированных соляной и азотной кислот в соотношении 3: 1.
Au + 3HCI (конц.) + HNO 3 (конц.) = AuCI 3 + NO + 2H 2 O
3. Наиболее сильным окислителем из числа простых веществ является фтор. Но он слишком активен, и его трудно получить в свободном виде. Поэтому в лабораториях в качестве окислителя используют перманганат калия KMnO 4 . Его окислительная способность зависит от концентрации раствора, температуры и среды.
Создание проблемной ситуации: Я готовила к уроку раствор перманганата калия («марганцовка»), пролила стакан с раствором и испачкала свой любимый химический халат. Предложите (проделав лабораторный опыт) вещество, с помощью которого можно очистить халат.
Реакции окисления – восстановления могут протекать в различных средах. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами: среда влияет на изменение степеней окисления атомов.
Обычно для создания кислотной среды добавляют серную кислоту. Соляную и азотную применяют реже, т.к. первая способна окисляться, а вторая сама являетсясильным окислителем и может вызвать побочные процессы. Для создания щелочной среды применяют гидроксид калия или натрия, нейтральной – воду.
Лабораторный опыт: (правила ТБ)
В четыре пронумерованные пробирки налито по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора серной кислоты, во вторую – воду, в третью – гидроксид калия, четвертую пробирку оставьте в качестве контрольной. Затем в первые три пробирки прилейте, осторожно взбалтывая, раствор сульфита натрия. Отметьте. Как изменяется окраска раствора в каждой пробирке. (слайды 7, 8)
Результаты лабораторного опыта:
Продукты восстановления KMnO 4 (MnO 4 -):
в кислой среде – Mn +2 (соль), бесцветный раствор;
в нейтральной среде – MnO 2 , бурый осадок;
в щелочной среде - MnO 4 2- , раствор зеленого цвета. (слайд 9,)
К схемам реакций:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 ↓ + Na 2 SO 4 + KOH
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + К OH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O
Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель (слайд 10)
(Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно)
Вы проделали лабораторный опыт, предложите вещество, с помощью которого можно очистить халат.
Демонстрационный опыт:
Пятна от раствора перманганата калия быстро выводятся раствором пероксида водорода, подкисленным уксусной кислотой:
2KMnO 4 + 9H 2 O 2 + 6CH 3 COOH = 2Mn(CH 3 COO) 2 +2CH 3 COOK + 7O 2 + 12H 2 O
Старые пятна перманганата калия содержат оксид марганца (IV), поэтому будет протекать еще одна реакция:
MnO 2 + 3H 2 O 2 + 2CH 3 COOH = Mn(CH 3 COO) 2 + 2O 2 + 4H 2 O (слайд 12)
После выведения пятен кусок ткани необходимо промыть водой.
Значение окислительно – восстановительных реакций
В рамках одного урока невозможно рассмотреть все многообразие окислительно-восстановительных реакций. Но их значение в химии, технологии, повседневной жизни человека трудно переоценить.
Ученик: Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе получения металлов и сплавов, водорода и галогенов, щелочей и лекарственных препаратов.
С окислительно – восстановительными реакциями связано функционирование биологических мембран, многие природные процессы: обмен веществ, брожение, дыхание, фотосинтез. Без понимания сущности и механизмов протекания окислительно-восстановительных реакций невозможно представить работу химических источников тока (аккумуляторов и батареек), получение защитных покрытий, виртуозную обработку металлических поверхностей изделий.
Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная, или белильная, известь.
Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод.
4. Закрепление изученного материала
Тест :
Концентрированная H 2 SO 4 при обычной температуре пассивирует:
Концентрированная HNO 3 не реагирует с металлом:
Разбавленная HNO 3 с активными металлами восстанавливается до:
Какой продукт восстановления KMnO 4 пропущен: 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH
В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до:
(взаимопроверка тестов в парах)
Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты методом электронного баланса:
AI + H 2 SO 4 (конц.) →
Ag + HNO 3 (конц.) →
KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → …….. + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O (слайд 13)
6.Подведение итогов урока
Инструктивная карта
I . Повторение и обобщение изученного ранее материала
Задание 1: Рассчитайте степени окисления элементов в соединениях:
MnO 2 , H 2 SO 4 , K 2 SO 3 , H 2 S, KMnO 4 .
Задание 2: Методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно – восстановительной реакции:
MnO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O
Задание 3: В какой из приведенных схем уравнений реакций MnO 2 проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:
А) 2 MnO 2 + O 2 + 4 KOH = 2 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O Б) MnO 2 + 4 HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2 H 2 O
II . Углубление и расширение знаний:
Лабораторный опыт: (соблюдайте правила ТБ)
В четыре пронумерованные пробирки налито по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора серной кислоты, во вторую – воду, в третью – гидроксида калия, четвертую пробирку оставьте в качестве контрольной. Затем в первые три пробирки прилейте, осторожно взбалтывая, раствор сульфита натрия.
Отметьте как изменяется окраска раствора в каждой пробирке:
1 пробирка -
2 пробирка –
3 пробирка –
4 пробирка - контроль
Задание: К схемам реакций:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 →MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O →MnO 2 ↓ + Na 2 SO 4 + KOH
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + К OH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O
Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
III . Закрепление изученного материала
Тест:
1.В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до:
А) соль Mn +2 Б) MnO 2 В) K 2 MnO 4
2.Концентрированная H 2 SO 4 при обычной температуре пассивирует:
А) Zn Б) Сu В) AI
3.Концентрированная HNO 3 не реагирует с металлом:
А) Ca Б) Au В) Mg
4.Разбавленная HNO 3 с активными металлами восстанавливается до:
А)NO Б) N 2 В) N 2 O
5. Какой продукт восстановления KMnO 4 пропущен:
2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH
А) MnO 2 Б) 2MnSO 4 В) K 2 MnO 4
Оценка за тест (по результатам взаимопроверки)
IV . Домашнее задание
Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты:
1. AI + H 2 SO 4 (конц.) →
2. Ag + HNO 3 (конц.) →
3. KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → …….. + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O
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
Организационный момент.
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.
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.
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.
H 2 +1 S x O 4 -2 Н 3 РО 4
(+1) . 2 +X + (-2) . 4 = 0
X = +6
H 2 +1 S +6 O 4 -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.
H 2 SO 4 + Mg = MgSO 4 + H 2
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 Н 2
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
CuSO 4 + Fe (железный гвоздь) = Fe SO 4 + Cu (красивый красный гвоздь)
Fe 0 – 2 е Fe +2
Cu +2 +2 е Cu 0
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:
Взаимодействие металлов с неметаллами .
2 Mg + O 2 =2 MgO
Вос-ль Mg 0 -2 e --- Mg +2 2 окисление
Ок исл-ль O 2 +4 e ---2 O -2 1 восстановление
2. Взаимодействие металлов с кислотой.
H 2 SO 4 + Mg = MgSO 4 + H 2
Вос-ль Mg 0 -2 e --- Mg +2 2 окисление
Ок исл-ль 2 O -2 +4 e --- O 2 0 1 восстановление
3. Взаимодействие металлов с солью.
Cu SO 4 + Mg = MgSO 4 + Cu
Вос-ль Mg 0 -2 e --- Mg +2 2 окисление
Ок исл-ль Cu +2 +2 e --- Cu 0 1 восстановление
Диктуется реакция, один учащийся самостоятельно составляет схему реакции у доски:
H 2 + O 2 → H 2 O
Определим, атомы каких элементов изменяют степень окисления.
(H 2 ° + O 2 ° → H 2 O 2 ).
Составим электронные уравнения процессов окисления и восстановления.
(H 2 ° -2 e → 2 H + – процесс окисления,
O 2 ° +4 e → 2 O - ² - процесс восстановления,
Н 2 – восстановитель, О 2 - окислитель)
Подберём общее делимое для отданных и принятых е и коэффициенты для электронных уравнений.
(∙2| Н 2 °-2е → 2Н + - процесс окисления, элемент – восстановитель;
∙1| O 2 ° +4 e → 2 O - ² - процесс восстановления, элемент – окислитель).
Перенесём эти коэффициенты в уравнение ОВР и подберём коэффициенты перед формулами других веществ.
2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O .
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
Тема урока: Кто-то теряет, а кто-то находит.
(Окислительно-восстановительные реакции)
Цель урока: Систематизировать, расширить, углубить и актуализировать знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях на основе межпредметных связей.
Задачи урока
1) Учебная – расширить и закрепить:
- знания о степени окисления, окислителях и восстановителях;
- навыки решения познавательных задач;
- умение применять полученные знания в повседневной жизни.
2) Воспитательная – воспитывать чувство ответственного отношения к здоровью; бережного отношения к природе.
3) Развивающая - развитие умений и навыков, способствующих интегрированному подходу к решению познавательных задач.
Тип урока: Урок формирования и совершенствования знаний
Оборудование:
Мультимедийный проектор, компьютер, интерактивная доска SMART. Растворы веществ: KMnO4, H2SO4, KOH, K2SO3, необходимые для проведения демонстрационного эксперимента (ОВР в различных средах)
ХОД УРОКА
Организация урока (1 мин)
Здравствуйте ребята. Ваша работоспособность и активность на уроке помогут нам расширить границы знаний, и сделает всех нас более чуткими и внимательными к окружающей нас природе.
Постановка цели и актуализация знаний (2 мин)
Мир вокруг нас велик и многообразен. Жизнь окружает нас повсюду. О ней свидетельствуют жужжание насекомых, щебетанье птиц, шуршание мелких зверьков. Она существует как в ледяных полярных зонах (Слайд №1), так и в раскаленных пустынях (Слайд №2), . Мы встречаем ее повсюду, начиная с освященной солнцем поверхности моря и кончая самыми темными глубинами океана. Под нашими ногами трудится несметное количество микроорганизмов, делая почву плодородной и пригодной для роста растений (Слайд №3), которые, в свою очередь, необходимы другим формам жизни. Земля насыщена в таком изобилии, что это потрясает наше воображение. Одним словом, жизнь это самая большая ценность нашей планеты и ее самая уникальная отличительная особенность. Окружающий нас мир – это гигантская химическая лаборатория, в которой ежесекундно протекают тысячи реакций, в основном – окислительно-восстановительные, и пока они существуют, эти реакции, пока есть условия для их протекания, возможно и все окружающее нас великолепие, возможна сама жизнь.
Тема нашего сегодняшнего урока:
(Слайд № 4) Кто – то теряет, а кто-то находит
(окислительно – восстановительные реакции)
Природа – это лучшая и объективная учительница
при решении самых трудных вопросов науки .
В. В. Докучаев
III. Закрепление имеющихся знаний учащихся, расширение и формирование новых. (10 мин)
1. Блиц-опрос:
(при наличии в кабинете интерактивной доски SMART Notebook, фронтальная беседа протекает с ее помощью; функция: вопрос-ответ, штора, если нет, то при помощи презентации: вопрос и ответ с эффектом анимации
1.1 . Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
ОВР - это реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
1.2 . Окислительно-восстановительная реакция представлена схемой
a) ZnO + HCL = ZnCL2 + H2O
b) C2H4 + Br2 = C2H4Br2
c) NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2
1.3 . Дайте определение степени окисления атома.
Степень окисления – это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения (и ионные и ковалентно - полярные) состоят только из ионов.
1.4 . На чем основан метод электронного баланса?
Этот метод основан на сравнении степени окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции.
1.5 . Как называются атомы, молекулы и ионы, которые отдают электроны?
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются
1.6 . От чего зависят восстановительные свойства?
Чем ниже степень окисления элемента, чем меньше его электроотрицательность, тем сильнее восстановительные свойства.
1.7 . Как называются атомы, молекулы и ионы, которые присоединяют электроны?
Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются
1.8. От чего зависят окислительные свойства?
Чем выше степень окисления элемента и больше его электроотрицательность, тем сильнее окислительные свойства.
2. Расширение знаний обучающихся:
Учитель: На проявление окислительно-восстановительных свойств влияет такой фактор, как устойчивость молекулы или иона. Чем прочнее частица, тем в меньшей степени она проявляет окислительно-восстановительные свойства. Например, электроотрицательность азота достаточно высока, но в его молекуле тройная связь (N = N), молекула очень устойчива, азот химически пассивен. Или HClO более сильный окислитель, чем HClO4, так как хлорноватистая кислота менее устойчивое в растворах соединение, чем хлорная.
Для веществ, имеющих атомы элементов в промежуточной степени окисления, возможно проявление как окислительных, так и восстановительных свойств.
3. Закрепление. Экспресс-опрос
3.1. К восстановителям относятся:
AL, CL2, HBr, O3, KMnO4,
3.2. К окислителям относятся
H2 SO4, O2, H2, Mg, K2MnO4
3.3. И окислительными и восстановительными свойствами могут обладать
CO, NaNO3, HNO2, Cu2O, H2SO3
3.4. Более сильными окислителями являются
a) HNO3 или HNO2 ?
b) S или SO2 ?
c) Cu, Cu2O или СuO?
4. Индивидуальный контроль знаний
4.1. Тестовый контроль имеющихся знаний
| К окислительно-восстановительным реакциям не относится реакция, представленная схемой: А) NO + O2 ® NO2 Б) C2H4 + Br2 ® C2H4Br2 В)CaCO3 ®CaO + CO2 Г) KNO3 ® KNO2 + O2 | К окислительно-восстановительным реакциям относится реакция, представленная схемой: А) H2O + CaO ® Ca(OH)2 Б) H2O + P2O5 ® HPO3 В) NaHCO3 ® Na2CO3 + H2O + CO2 Г) CH4 + CL2 ®CH3CL + HCL |
|
| Степень окисления (-3) имеет азот в соединении: А) HNO2 Б) HNO3 В) NH4NO3 Г) NaNO2 | Степень окисления (–1) имеет сера в соединении: А)FeS Б) FeSO4 |
|
| Процесс окисления имеет место в случае, когда: | Процесс восстановления имеет место в случае, когда: А) Нейтральные атомы превращаются в отрицательно заряженные ионы Б) Нейтральные атомы превращаются в положительно заряженные ионы В) Положительный заряд иона увеличивается Г)Отрицательный заряд иона увеличивается |
|
| Только окислительные свойства проявляет: А) S0 Б) CI+7 В) N20 Г) N+3 | И окислительные и восстановительные свойства проявляет: А) Mn+7 Б) Cu0 В) Cu+2 Г) Cu+1 |
|
| Восстановительные свойства простых веществ, образованных элементами второго периода слева направо: А) Уменьшаются Б) Усиливаются В) Изменяются периодически Г) Не изменяются | Окислительные свойства простых веществ, образованных элементами седьмой группы, главной подгруппы с увеличением заряда ядра: А) Уменьшаются Б) Усиливаются В) Изменяются периодически Г) Не изменяются |
|
4.2. Дифференцированный опрос учащихся у доски (остальные учащиеся в это время работают самостоятельно)
KMnO4 + KOH + K2SO3 =K2MnO4 + K2SO4 + H2O
KMnO4 + H2SO4 + K2SO3 = MnSO4 + K2SO4 + H2O
KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
SO2 + H2S = S + H2O
С4Н10 + О2 = СН3СООН + Н2О
4.3. Расширение знаний учащихся
Особенности окислительно-восстановительных реакций в органической
Можно использовать средние арифметические степени окисления атомов водорода
С410/4Н10+1 + О20 = С20Н4+1О2-2 + Н2+1О-2
4С10/4 –10 e = 4С0 2 - восстановитель
О20 +4 e = 2О-2 5 - окислитель
5. Введение новых знаний:
5.1 . Классификация окислительно-восстановительных реакций.
Учащиеся, (с помощью учителя) определяют тип тех ОВР, уравнения реакций которых написаны на доске и в тетрадях обучающихся.
Различают два типа окислительно-восстановительных реакций:
Межмолекулярные ОВР
К межмолекулярным ОВР относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.
Вопрос: Определите межмолекулярные ОВР?
Внутримолекулярные ОВР
К внутримолекулярным ОВР относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном веществе.
Вопрос: Определите внутримолекулярные ОВР?
В отдельную группу можно выделить реакции диспропорционирования и компропорционирования
К реакциям диспропорционирования относятся внутримолекулярные ОВР, протекание которых сопровождается одновременным повышением и понижением степени окисления атомов одного и того же элемента (по сравнению с первоначальной степенью окисления).
Вопрос: Какую из реакций можно отнести к реакциям диспропорционирования?
К реакциям компрпорционирования относятся межмолекулярные ОВР, в которых окислителем и восстановителем является атом одного и того же химического элемента, но в разных степенях окисления.
Вопрос: Какая из реакций, может быть отнесена к реакциям компропорционирования?
5.2 .Условия протекания ОВР, в зависимости от реакции среды.
Демонстрационный эксперимент «Влияние среды на условия протекания
Разлить в 2 колбы раствор перманганата калия. К первому раствору добавить серную кислоту, во вторую - щелочь, затем к каждому раствору добавить сульфит калия и перемешать.
Вопрос: Посмотрите внимательно на уравнения реакций и определите, в какой колбе щелочная, а в какой кислая среда?
5.3. Перенос имеющихся знаний в нестандартную ситуацию.
Проблемная ситуация:
Какая из приведенных схем отражает реально протекающее химическое явление, а какая является ошибочной?
(при наличии в кабинете интерактивной доски, проблемная ситуация разрешается с ее помощью)
HCLO3 = HCLO2 + HCL
HCLO3 = HCLO4 + HCL
Вывод: Возможно протекание второй ОВР, так как здесь есть и окислитель и восстановитель.
По мере расширения масштабов химического производства, к сожалению, растет и число аварий, связанных с выбросами вредных веществ. В воду может попасть и фенол – вызывающий отравления – рвоту и боли в подложечной области. Предложите эффективный способ очистки воды от фенола.
В газете «Известия» появилась заметка «Обручальные гайки» - поучительная с химической точки зрения. Автор пишет: «Кольца из бериллиевой бронзы – точная копия золотых. Они не отличаются от последних ни по цвету, ни по весу и, подвешенные на нитку, при ударе о стекло издают характерный, искренно – мелодичный звук. Короче говоря, подделку не обнаружишь ни на глаз, ни на вкус, ни на зуб». Предложите способы, с помощью которых можно отличить подделку?
VI. Значение ОВР
Всем известны семь чудес света. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе «семи чудес живой и неживой природы»
Фотосинтез, дыхание, гниение, брожение , коррозия, электролиз, горение.
Беседа с учащимися о значении фотосинтеза и его роли в природе
Первый крик ребенка, порождает первый вдох, начало новой жизни. Дыхание характерно для большинства живых организмов, оно просто неотделимо от жизни.
Благодаря процессам гниения осуществляется круговороты веществ в природе. Гнилостные бактерии, переводя органическое вещество в неорганическое, как бы начинают круговорот жизни.
Брожение может осуществляться и под действием дрожжей, о значении которых знает каждый, достаточно остановиться на хлебопечении…
О вредном действии коррозии знают все, но нельзя и недооценивать ее значение, я остановлюсь только на одном факте. С глубокой древности известен способ превращения железа в сталь, через ржавление. Черкесы на Кавказе закапывали полосовое железо в землю, а, откопав его через 10-15 лет, выковывали из него свои сабли, которые могли перерубить даже ружейный ствол, щит врага. После выкапывания ржавое железо вместе с органическими веществами нагревали в горнах, ковали, а затем охлаждали водой – закаливали.
Слайд №10
Золочение предметов известно с давних пор, так как позолоченные изделия очень красивы. Прежде, когда электролиз и гальванотехника не были изобретены, изделия из металлов золотили так: на них наносили тестообразную амальгаму золота (сплав его с ртутью); затем накаливали докрасна; при этом ртуть испарялась, а золото оставалось. Но пары ртути очень ядовиты, так, например, при золочении куполов Исаакиевского собора в Петербурге от отравления ртутью погибло 60 рабочих.
Слайды №11, 12, 13
Очень трудно было нашим предкам, тем, кто отвечал за сохранность и поддержание огня всего племени, и тем, кто только, только научился его добывать. С огнем связано очень много: это и тепло родного очага, успокаивающее пламя свечи, приготовление пищи, песни у костра… но с огнем шутить нельзя, необходимо осторожно и бережно обращаться с ним, потому что его сила не только созидающая, но и разрушающая, способная погубить все живое.
VII. Определение и разъяснение домашнего задания
1. Значение ОВР в природе и жизни человека (творческие мини-сообщения обучающихся).
2. Дифференцированное задание:
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, определите окислитель и восстановитель в следующих схемах
1 уровень:
Zn + H2SO4 (конц) = ZnSO4 + H2O + S
2 уровень
KMnO4 + HCl = Cl2 + KCl + MnCl2 + ?
3 уровень
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + ?+ ? + ?
C2H4 + KMnO4 + H2O = C2H6O2 + MnO2 + ?
Рассмотрите приведённые ниже схемы уравнений реакций. В чём их существенное отличие? Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?
В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа .
Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.
Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).
СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.
Существуют два метода составления окислительно - восстановительных
реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим
метод электронного баланса .
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в
продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число
электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов,
присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов
реакции. Рассмотрим этот метод на примере.
|
Расставить коэффициенты в реакции, схема которой: HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O |
|
Алгоритм расстановки коэффициентов |
|
1.Указываем
степени окисления химических элементов. Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления. |
|
2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов. За
вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и
восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в
красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем
коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять
коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl 2 тоже -1. |
|
Рассмотрим более сложное уравнение: |
|
H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 =S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O |
|
Расставляем степени окисления химических элементов: |
|
Электронные уравнения примут следующий вид Перед серой со степенями окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед соединениями марганца -2, уравниваем число атомов других химических элементов и получаем окончательное уравнение реакции |
Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций
1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом .
Например:
Al – 3e - = Al 3+
Fe 2+ - e - = Fe 3+
H 2 – 2e - = 2H +
2Cl - - 2e - = Cl 2
При окислении степень окисления повышается .
2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом .
Например:
S + 2е - = S 2-
Сl 2 + 2е- = 2Сl -
Fe 3+ + e - = Fe 2+
При восстановлении степень окисления понижается .
3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями . Во время реакции они окисляются .
Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями . Во время реакции они восстанавливаются .
Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ,то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями .
4. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления.
Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем .
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1 Окислительно-восстановительные реакции
Тренажёр №2 Метод электронного баланса
Тренажёр №3 Тест «Окислительно-восстановительные реакции»
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H 2 S , O 2 , NH 3 , HNO 3 , Fe , K 2 Cr 2 O 7
№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах:
А) H 2 S → SO 2 → SO 3
Б) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3
Какой можно сделать вывод после выполнения второй генетической цепочки?
На какие группы можно классифицировать химические реакции по изменения степени окисления атомов химических элементов?
№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишите реакции в полном и ионном виде:
А) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2
Б) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
№4.
Данысхемыуравненийреакций:
СuS + HNO 3 (разбавленная) = Cu(NO 3) 2 +
S + NO + H 2 O
K + H 2 O = KOH + H 2
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.
Укажите вещество - окислитель и вещество - восстановитель.
