kopilkaurokov.ru - сайт для учителей

Создайте Ваш сайт учителя Курсы ПК и ППК Видеоуроки Олимпиады Вебинары для учителей

Урок "Окислительно-восстановительные реакции" 9 класс.

Нажмите, чтобы узнать подробности

Обобщены понятия степени окисления, окислительно-восстановительные реакции, окислитель, восстановитель, процесс окисления, процесс восстановления, метод электронного баланса.

Рассмотрены основные окислители и восстановители, классификация ОВР, зависимость продуктов ОВР от кислотности среды, температуры и концентрации.

Закрепление новых знаний методом тестирования.

Просмотр содержимого документа
«Урок "Окислительно-восстановительные реакции" 9 класс.»


Конспект урока по химии по теме «Окислительно-восстановительные реакции».

9 класс



Конспект урока по химии подготовила: учитель химии Дегтярева Е.Э.



Цель: Обобщить и систематизировать знания учащихся о степени окисления и окислительно-восстановительных реакциях. Углубить и расширить знания учащихся о составлении окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса, ознакомить с основными окислителями и восстановителями. Изучить опытным путем влияние среды раствора на продукты восстановления.

Задачи:

  1. Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

  2. Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости реакции среды раствора и концентрации.

  3. Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца и хрома и ОВР с участием азотной кислоты разной концентрации.



Тип урока: повторение, получение новых знаний, обобщение знаний.

Методы обучения:

-словесный (беседа);

-наглядный (наблюдение при проведении опытов);

- практический (тестирование, выполнение расчетных задач, проведение опытов).



Ход урока:


I. Организационный момент. (2 мин).

Приветствие класса. Проверка готовности учащихся к уроку.

II. Актуализация знаний.


Вступительное слово Учителя: Окислительно-восстановительные реакции(ОВР) - самые распространенные и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизнедеятельности. С ними связано дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов и при электролизе. 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 элементах, аккумуляторах и топливных элементах.



Учитель: «Что такое степень окисления?». 



Ученик: Степень окисления – это формальный заряд атома, вычисленный исходя из предположения, что все ковалентные полярные связи поляризованы в ионные.

Степень окисления элемента в соединении определяется числом электронов, смещенных от атома данного элемента к другим атомам (при положительной окисленности) или от других атомов к атомам данного элемента (при отрицательной окисленности). Если молекула образованна одним и тем же атомом (H2 ,Cl2), то электронная плотность распределена равномерно и степень окисления равна нулю.


Учитель: Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует помнить следующие положения:

1) степень окисления элементов в простых веществах принимаются равными нулю

(Zn0, Fe0, Cd0, О20, N20);

2) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов входящих в состав молекул равна нулю, например:

+1 +6 -2 +1 +6 -2 +4 -2 -4 +1 +1 -2

H2SO4 K2CrO4 CO2 CH4 H2O ;



+2+6-8=0 +2+6-8=0 +4-4=0 -4+4=0 +2-2=0

3) постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы II группы, цинк и кадмий (+2);

4) водород проявляет степень окисления (+1) во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH-1, CaH2-1 и др.), где степень окисления его равна –1;

5) степень окисления кислорода в соединениях равна -2, за исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода OF2 (+2).

  1. фтор во всех соединения (–1);

7) все металлы имеют положительную степень окисления.



Самостоятельная работа для учащихся:



 У доски работают 2 ученика по следующим карточкам:



1. Ученик. Расставьте степени окисления всех элементов в формулах веществ, участвующих в следующей химической реакции:

СаСО3 = СаО + СО2

KClO3 = KCl + 3O2

KI + Cl2 = KCl + I2

КNO3 = КNO2 + O2

Укажите реакции ОВР. По необходимости уравняйте уравнения химической реакции.



2. Ученик. Расставьте степени окисления всех элементов в формулах веществ, участвующих в следующей химической реакции:

Al(OH)3 = Al 2O3 + H2O

Cu + HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

Zn+ HCl = ZnCl2 + H2

HI + Н2SO4 = I2 + H2S + H2O

Укажите реакции ОВР. По необходимости уравняйте уравнения химической реакции.

Эта работа проверяется всем классом и учитель задает вопросы:



Учитель: Во всех ли случаях происходит изменение степеней окисления химических элементов?

Ученик: нет?



Учитель: Что же представляют собой окислительно-восстановительные реакции с точки зрения понятия «степень окисления химических элементов?». Попробуйте сформулировать определение.


Ученик: Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными (ОВР).



Учитель: Для объяснения окислительно-восстановительных реакций в настоящее время применяют электронную теорию Михайленко и Писаржевского (1904 г.). Ее основные положения:

Учитель: Какой процесс называется окислением? Приведите примеры.

Ученик: окисление − это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степени окисления при этом повышаются, например:

Al -3е = Al+3; H2 - 2e = 2H+; 2Cl-- 2e = Cl02

Учитель: Какой процесс называется восстановлением? Приведите примеры.

Ученик: Восстановление − это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Сте­пени окисления при этом понижаются, например:

S+2e=S–2 ; Cl02+ 2e = 2Cl-; Fe3+ +1e = Fe2+

Учитель: Как называются частицы, принимающие электроны?

Ученик: Частицы (атом, молекула или ион), принимающие электроны называются окислителями. Во время окислительно-восстановительной реакции они восстанавливаются;

Учитель: Как называются частицы, отдающие электроны?

Ученик: частицы, (атом, молекула или ион), отдающие электроны называются восстановителями. Во время окислительно-восстановительной реакции они окисляются.

Учитель: Какой метод составления уравнения окислительно-восстановительных реакций вы знаете? Какое правило лежит в основе этого метода?

Ученик: Метод электронного баланса. Алгоритм его составления в приложении

Учитель: Окислительно-восстановительные реакции представляют собой диалектическое единство одновременно протекающих двух противоположных процессов – окисления и восстановления. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.


III. Изучение нового материала

Учитель: Рассмотрим важнейшие окислители и восстановители. Они могут быть как простыми веществами, так и сложными. 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. Восстановительными свойствами обладают те элементы, которые имеют большой атомный радиус и небольшое (1 - 3) число электронов на внешнем энергетическом уровне. Это в основном металлы.

Наиболее типичные неметаллы, элементы главных подгрупп VI – VII групп, имеющие близкую к завершению структуру внешнего электронного слоя и значительно меньший по сравнению с металлами того же периода атомный радиус, проявляют окислительные свойства.

Если неметаллы попадают в среду, где присутствует более сильный окислитель, то они могут проявлять восстановительные свойства.

Окислительные и восстановительные свойства сложных веществ зависят от степени окисления атома данного элемента. Например, KMn+7O4, Mn+4O2, Mn+2SO4. В первом соединении марганец имеет максимальную степень окисления и не может её больше повышать. Он может только принимать электроны, а значит KMn+7O4 – только окислитель.

В третьем соединении у марганца низшая степень окисления – оно может быть только восстановителем. Во втором соединении марганец с промежуточной степенью окисления (+4), поэтому оно может быть и восстановителем и окислителем, все зависит от условий протекания реакции и веществ, которыми будет взаимодействовать Mn+4O2.

Таблица 1



Только окислители

Только восстановители

И окислители, и восстановители

Степень окисления элемента

Высшая

Низшая

Промежуточная

Примеры

1. Про­стые ве­ще­ства – неме­тал­лы: га­ло­ге­ны, кис­ло­род, озон


1. Про­стые ве­ще­ства – ме­тал­лы.

1.Простые вещества неметаллы: N2, S, H2, P, С и др.



2. Ок­си­ды ме­тал­лов в вы­со­ких сте­пе­нях окис­ле­ния CrO3, Mn2O7, MnO2, PbO2 и др.



3. Кис­ло­род­со­дер­жа­щие кис­ло­ты и их соли: азот­ная, сер­ная.

2. Про­стые ве­ще­ства – неме­тал­лы (С, Н2, Si)



3. Ок­си­ды неме­тал­лов (NO, SO2, CO и др.)

2. S+4O2 и сульфиты;

N+4O2; Mn+4O2





3. Пе­рок­сид во­до­ро­да Н2О2


4. Соли кис­лот хрома: хро­ма­ты, ди­хро­ма­ты, кис­ло­род­ные кис­ло­ты хлора: хлор­но­ва­ти­стая HClO, хлор­но­ва­тая HClO3, хлор­ная HClOи их соли.


4. Бес­кис­ло­род­ные кис­ло­ты: H2S, HCl и др. и их соли.




 5. Соли, в ко­то­рых ме­тал­лы на­хо­дят­ся не в выс­ших сте­пе­нях окис­ле­ния: SnCl2, FeSO4, Cr2(SO4)3, MnSO4 и др.




6. Ам­ми­ак NH3




Учитель: Рассмотрим классификацию окислительно-восстановительных реакций.


Все окислительно-восстановительные реакции разделяются на три группы:


1) реакции, в ходе которых окислитель и восстановитель находятся в разных молекулах, называются межмолекулярными.

Н2S-2 + Cl02 → S0 + 2HCl-

2) реакции, в ходе которых окислитель и восстановитель (атомы разных элементов) находятся в составе одной и той же молекулы, называются внутримолекулярными.

2KCl+5O3 = 2KCl-1 + 3O20

Cl+5 + 6e = Cl–1 4 2 процесс восстановления (окислитель)

2O-2 – 4e = O20 6 3 процесс окисления (восстановитель)

3) реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления одного и того же элемента в одной и той же молекуле, называются реакциями диспропорционирования (дисмутации, самоокисления-самовосстановления).

MnO2


2О–12 → О02 + 2Н2О–2 


Учитель: При про­те­ка­нии окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций, ко­неч­ные про­дук­ты за­ви­сят от мно­гих фак­то­ров:

1) кислотность среды;

2) температура;

3) концентрация.


Проведем демонстрационный опыт.

Лабораторный опыт: «Окислительные свойства перманганата калия в различных средах» (правила ТБ).

В три пробирки поместите по 1-2 мл раствора перманганата калия и прилейте равные объёмы: в первую – раствора серной кислоты. Во вторую – воды, в третью – раствор гидроксида калия. Добавьте в три пробирки по 3-4 кристаллика сульфита натрия. Отметьте изменения окраски растворов в каждой пробирке, напишите уравнения проделанных реакций.

Учащиеся: отмечают признаки ОВР в различных средах и составляют уравнения реакций, делают выводы. Вместе с учителем составляют схему:

Результаты лабораторного опыта:

окисленная восстановленная

форма форма

+5e Mn 2+ , бесцветный раствор

кислая

+3е MnO2↓, бурый осадок

нейтральная

+1е , раствор зеленого цвета

щелочная



Учитель: Какой метод составления уравнения окислительно-восстановительных реакций вы знаете?

Ученик: Метод электронного баланса.


+1 +7 -2 +1 +4 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 -2

1). 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → K2SO4 + 5Na2SO4 +2MnSO4+ 3H2O


S+4– 2e ® S+6 5 - восстановитель

Mn+7 + 5e ® Mn+2 2 - окислитель


+1 +7 -2 +1 +4 -2 +1 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2 +1

2). 2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 3Na2SO4 + 2MnO+ 3KOH

S+4– 2e ® S+6 3 - восстановитель

Mn+7 + 3e ® Mn+4 2 - окислитель


+1 +7 -2 +1 +4 -2 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2

3) 2KMnO4 + Na2SO3  +2NaOH → Na2SO4 + K2MnO4+ Na2MnO4+ H2O

S+4– 2e ® S+6 1 - восстановитель

Mn+7 + 1e ® Mn+6 2 - окислитель



Учитель: К какой группе относятся эти ОВР?

Ученик: К реакциям межмолекулярного окисления-восстановления.

Вывод: KMnO4 – сильный окислитель. Продукты его восстановления зависят от среды.

Учитель: Рассмотрим окислительно-восстановительные свойства соединений хрома в различных средах.

Хром в своих соединениях имеет наиболее характерные степени окисления +6 и +3. В первом случае соединение хрома проявляют свойства окислителей, во втором восстановителей.

Cr+6 Cr+3

окислитель восстановитель

щелочная кислая щелочная кислая


(CrO4)2- (Cr2O7)2- (CrO2)- ; (CrO3)3- Cr3+

K2CrO4 K2Cr2O7 KCrO2 ; K3CrO3 Cr2(SO4)3


В зависимости от реакции среды имеют место переходы:

+H+

+ 2H+ +OH- + H2O

Оранжевый раствор

Желтый раствор


2СrO4+ 2HCl = К2Сr2O7 + 2КСl +H2O


К2Сr2O7 +2КOH = 2К2СrO4 + H2O


Хромат ионы существуют в щелочной среде и окрашивают раствор в лимонно-желтый цвет.

Дихромат ионы существуют в кислых растворах, имеют оранжевую окраску.

Ионы Cr3+ окрашивают раствор в зеленый цвет.


В кислой среде ионы – сильные окислители, они восстанавливаются до соединения Cr3+.

В щелочной среде ионы [Cr(OH)6]3- окисляются до ионов .

Приведем примеры этих реакций:

Ученики дописывают продукты реакции, используя схему и расставляют коэффициенты методом электронного баланса.

0

-1

+3

+6


K2Cr2O7 + 6HI + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + К2SO4 + 3I2↓ + 7H2O

2 Cr+6 + 6e ® 2Cr +3 1 - окислитель

I -1– 2e ® I20 3 - восстановитель

+6

0

+3


2NaCrO2 + 3Cl2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl-1 + 4H2O

Хромит натрия


Cr+3 - 3e ® Cr +6 2 - окислитель

Cl20+ 2e ® 2 Cl-1 Cl20 - восстановитель


Учитель: На ход окислительно-восстановительных реакций также оказывает влияние температура и концентрация реагентов.


Например:

1. реакция хлора с концентрированным раствором щёлочи при нагревании описывается уравнением: Cl2 + NaOH → NaClO3 + NaCl+ H2O.

tt===

Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.

tt===



3Cl20 + 6NaOH → NaCl+5O3 + 5NaCl-1+ 3H2O


Cl20- 10e ® 2 Cl+5 1 - восстановитель

Cl20+2e ® 2Cl-1 5 - окислитель


2. реакция хлора с холодным разбавленным раствором щёлочи описывается уравнением:


Cl₂ + NaOH = NaCl + NaClO + H₂O


Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.


Cl0₂ + 2NaOH = NaCl-1 + NaCl+1O + H₂O


Cl20- 2e ® 2 Cl+1 1 - восстановитель

Cl20+2e ® 2Cl-1 1 - окислитель



Учитель: К какой группе относятся эти окислительно-восстановительные реакции?

Ученик: К реакциям диспропорционирования, так как один и тот же эле­мент вы­сту­па­ет и как окис­ли­тель, и как вос­ста­но­ви­тель.


Учитель: Продукты восстановления HNO3 зависят от 2-х факторов: концентрации кислоты и силы восстановителя. Чем сильнее восстановитель и чем более разбавлена кислота, тем более низкую степень окисления имеет азот (N) в продуктах восстановления HNO3:



восстановитель


щелочные и щелочноземельные металлы


тяжелые металлы


концентрация

HNO3

разбавленная

кислота

N–3H4NO3

N+2O

концентрированная

кислота

N2+1O

N+4O2



HNO3 не взаимодействует с Au, Pt, Ir, Os.

HNO3(конц.) взаимодействует с Al, Cr, Fe ТОЛЬКО при t°.

Например:

Zn0 + 4HN+5O3(конц.) = Zn+2 (NO3)2 + 2N+4O2↑ +2H2O

Zn0 -2e ® Zn+2 1 - восстановитель

N+5+ 1e® N+4 2 - окислитель



4Zn0 + 10HN+5O3(очень разб.) = 4Zn+2 (NO3)2 + N–3H4NO3 +3H2O

Zn0 -2e ® Zn+2 4 - восстановитель

N+5+ 8e® N-3 1 - окислитель

IV. Закрепление изученного материала.

Учитель: Для закрепления изученного материала предлагаю решить тест

Вариант №1

1. Восстановителем в реакции H2S + 4Cl2 + 4H2O = 8HCl + H2SO4 является

1) H2S; 2) Cl2; 3) H2O; 4) H2SO4.


2. Окислителем в реакции SO2 +NO2 + H2O = H2SO4 + NO является

1) NO2; 2) H2O; 3) SO2; 4) H2SO4.


3. Вещество, придающее раствору коричневый цвет

1) KMnO4; 2) K2MnO4; 3) MnO2; 4) MnSO4.


4. Тип окислительно-восстановительной реакции

2KClO3 ® 2KCl + 3O2

  1. межмолекулярного окисления-восстановления;

  2. внутримолекулярное окисление-восстановление;

  3. диспропорционирования;

  4. особый случай.


5. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций и укажите процесс окисления и восстановления:

Cu + HNO3 (разб.) = Cu(NO3)2 + …+ H2O

H2O2 + KMnO4 + H2SO= O2 + K2SO4. + … + …



Вариант № 2

1. Восстановителем в реакции Na2SO3 + Br2 + H2O = 2HBr + Na2SO4 является

1) Na2SO3; 2) Br2; 3) H2O; 4) HBr.


2. Окислителем в реакции Br2 + 5Cl2 + 6H2O = 4HBrO3 + 10HCl является

1) Br2; 2) Cl2; 3) H2O; 4) HCl.


3. Вещество, придающее раствору оранжевый цвет

1) Сr2(SO4)3; 2) K2Cr2O7; 3) K2CrO4; 4) KCrO2.


4. Тип окислительно-восстановительной реакции

H2O + K2MnO4 = KMnO4 + MnO2 + KOH


1) межмолекулярного окисления-восстановления;

2) внутримолекулярное окисление-восстановление;

3) диспропорционирования;

4) особый случай.


5. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций и укажите процесс окисления и восстановления:

Ag + HNO3(конц.) = AgNO3 + … + H2O

NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 = NaNO3 + MnSO4 + …+ …

Под­ве­де­ние итога урока. Рефлексия

В ходе урока была изу­че­на тема «Окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ные ре­ак­ции». Мы повторили опре­де­ле­ние дан­ных ре­ак­ций. Вспом­ни­ли, что такое сте­пень окис­ле­ния, окис­ли­тель и вос­ста­но­ви­тель. Закрепили навыки со­став­ления схемы элек­трон­но­го ба­лан­са для окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций, по­зна­ко­ми­лись с клас­си­фи­ка­ци­ей окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций. Установили влияние кислотности среды, температуры и концентрации на продукты превращения окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций. Закрепили полученные данные на примерах окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций.











Ответы к тестам

Вариант №1

1. 1

2. 1

3. 3

4. 2

5. 3Cu0 + 8HN+5O3 (разб.) = 3Cu+2 (NO3)2 + 2N+2O+ 4H2O

Cu0 -2e ® Cu+2 3 – окисление

N+5 +3e® N+2 2 – восстановление

5H2O2-1 + 2KMn+7O4 + 3H2SO= 5O20↑ + K2SO4 + 2Mn+2SO4  + 8H2O

2O-1 -2e ® O20 5 - окисление

Mn+7 +5e ® Mn+2 2 - восстановление

Вариант №2

1. 1

2. 2

3. 2

4. 3

5. Ag0 + 2HN+5O3(конц.) = Ag+1NO3 + N+4O2 + H2O

Ag0 - e ® Ag+1 1 - окисление  

N+5 + e® N+4 1 - восстановление

5NaN+3O2 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 = 5NaN+5O3 + 2Mn+2SO4 + K2SO4+ 3H2O

N+3 - 2e ® N+5 5 - окисление

Mn+7+5e ® Mn+2 2 - восстановление













Получите в подарок сайт учителя

Предмет: Химия

Категория: Уроки

Целевая аудитория: 9 класс

Скачать
Урок "Окислительно-восстановительные реакции" 9 класс.

Автор: Дегтярева Елена Эдуардовна

Дата: 16.07.2019

Номер свидетельства: 516826

Получите в подарок сайт учителя

Видеоуроки для учителей

Курсы для учителей

ПОЛУЧИТЕ СВИДЕТЕЛЬСТВО МГНОВЕННО

Добавить свою работу

* Свидетельство о публикации выдается БЕСПЛАТНО, СРАЗУ же после добавления Вами Вашей работы на сайт

Удобный поиск материалов для учителей

Ваш личный кабинет
Проверка свидетельства