Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции 8 класс

Познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окислений элементов – окислительно-восстановительными реакциями, охарактеризовать единство и непрерывность процессов окисления и восстановления, систематизировать знания о типах химических реакций, о степени окисления химических элементов.

Вы уже знаете о суперспособностях современного учителя?

Тратить минимум сил на подготовку и проведение уроков.

Быстро и объективно проверять знания учащихся.

Сделать изучение нового материала максимально понятным.

Избавить себя от подбора заданий и их проверки после уроков.

Наладить дисциплину на своих уроках.

Получить возможность работать творчески.

=> ПОЛУЧИТЬ СУПЕРСПОСОБНОСТИ УЧИТЕЛЯ <=

Просмотр содержимого документа
«Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции 8 класс»

Тема:

Окислительно-восстановительные реакции

8 класс

Цели урока:

Тип урока: комбинированный (урок + презентация).

Задачи урока:

Образовательная – рассмотреть сущность окислительно-восстановительных процессов, научить применять «степени окисления» для определения процессов окисления и восстановления. Научить учащихся уравнивать записи окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

Воспитательная - продолжить развитие логического мышления, умения наблюдать, анализировать, сравнивать, находить причинно-следственные связи, делать выводы. Формировать основы научного мировоззрения, совершенствовать трудовые навыки, культуру межличностных отношений, умение слушать друг друга, оценивать свою работу.

Методы обучения:

частично-поисковый – самостоятельная работа в группах, беседа с целью ответа на поставленные проблемные вопросы, фронтальный опрос. Урок включает в себя элементы ИКТ (на протяжение всего урока используется презентация).

Контроль: оценочно-стимулирующий – тестирование.

Ход урока:

I. Организационный момент, актуализация знаний.

Проверка домашнего задания. Фронтальный опрос.

Даны вещества:

NaOH, MgCl₂, K₂CO₃, AlCl₃, H₃PO₄, K₂SO₄, HNO₃, CuSO₄, Zn(NO₃)₂.

В формулах этих веществ определите:

а) заряды ионов;

б) степени окисления всех химических элементов, входящих в состав.

Вещество	Заряд ионов	Степень окисления элементов
NaOH	Na ⁺, OH ^-	^{+1 -2 +1} Na O H
MgCl₂	Mg ²⁺, 2Cl^-	_{+2 -1} Mg Cl₂
K₂CO₃	2K ⁺, CO₃^2-	^{+1 +4 -2} K₂C O₃
AlCl₃	Al ³⁺, 3Cl^1-	^{3+ -1} Al Cl₃
H₃PO₄	3H ⁺, PO₄^3-	^{+1 +5 -2} H₃P O₄
K₂SO₄	2K ¹⁺, SO₄^2-	^{+1 +6 -2} K₂S O₄
HNO₃	H ¹⁺, NO₃^1-	^{+1 +5 -2} H N O₃
CuSO₄	Cu ²⁺, SO₄^2-	^{+2 +6 -2} Cu S O₄
Zn(NO₃)₂	Zn ²⁺ , 2NO₃^1-	^{+2 +5 -2} Zn (N O₃)₂

II. Изучение нового материала.

1. Слайд 2. Понятие ОВР.

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

^{+1 +5 -2 +1 -1 +1 -1 +1 +5 -2}

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

В этой реакции степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились.

^{+1-1 0 +2 -1 0}

2HCl +Zn = ZnCl₂ + H₂

А в этой реакции – взаимодействие соляной кислоты с цинком – 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 + 2ē → H₂

А каждый атом цинка – отдал два эектрона

_{0 +2}

Zn - 2ē → Zn

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

2. Слайды 3-4. Историческая справка.

Издавна ученые полагали, что окисление — это потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества), а восстановление — его приобретение. Но, после создания А.Лавуазье в 1777г. кислородной теории горения, к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением - их превращения. под действием водорода. Тем не менее, в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

- простейшая реакция железа с соляной кислотой, в ней нет кислорода, тем не менее железо окисляется. В этой реакции окислитель — ион водорода - протон H⁺, а железо выступает в роли восстановителя. В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л.В.Писаржевским в 1914 г., окисление — процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции

^{0 0 +2 -1}

Zn + Cl₂→ ZnCl₂

атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.

3. Слайды 5-7. Восстановление.

Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами. Степень окисления при этом понижается.

Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, т.е. восстанавливаясь:

_{0 -1}

Cl + 1ē → Cl

атом хлора хлорид-ион

Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, которые при этом превращаются в атомы:

_{+2 0}

Cu + 2ē → Cu

ион меди (II) атом меди

Принимать электроны могут и положительные ионы, у которых при этом степень окисления понижается:

_{+3 +2}

Fe + 1ē → Fе

ион железа (IV) ион железа (II)

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называют окислителями.

4. Слайды 8-11. Окисление. Единство двух процессов.

Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами и молекулами. Например, атомы металлов, теряя электроны, превращаются в положительные ионы, т.е. окисляются:

_{0 +1}

Na - 1ē → Na

атом натрия ион натрия

Отдавать электроны могут отрицательные ионы:

_{-1 0}

Cl - 1ē → Cl

хлорид ион атом хлора

Терять электроны могут и некоторые положительные ионы с низшими степенями окисления:

_{+1 +2}

Cu - 1ē → Cu

ион меди (I) ион меди (II)

Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.

Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называются восстановителями.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот, т.е. окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.

5. Слайды 12-17. Электронный баланс.

Суть метода электронного баланса заключается в следующем:

- подсчет изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции;

- элементы, степень окисления которых в результате происшедшей реакции не изменяется – не принимаются во внимание;

- из остальных элементов, степень окисления которых изменилась – составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов;

- для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное;

- найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса выглядит следующим образом:

подсчитать степень окисления каждого элемента → записать уравнение с указанием вычисленных степеней окисления → выделить элементы, степень окисления которых изменилась → составить электронный баланс → найти наименьшее общее кратное → вставить в уравнение найденные коэффициенты.

6. Слайд 19. Биологическое значение окислительно-восстановительных процессов.

Окислительно-восстановительные реакции являются самыми распространенными и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизни на Земле. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений и нервная деятельность человека и животных. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе. С их помощью получают аммиак, щелочи, азотную, соляную и серную кислоты и многие другие ценные продукты. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую в гальванических и топливных элементах и аккумуляторах. Они широко используются в мероприятиях по охране природы.