Конспект урока окислительно восстановительные реакции
план-конспект урока по химии (8 класс) на тему

Тема:

Окислительно-восстановительные реакции

8 класс

Цели урока:

    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.

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.

     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.

III. Закрепление материала.

    Фронтальный опрос, тест, домашнее задание.

На дом: § 43 учебника, упр. 1,3,7,8.

Литература:

О.С.Габриелян. Химия. 8 класс. М.Дрофа.2013.

О.С.Габриелян, И.П.Воскобойникова, А.В.Яшукова. Настольная книга учителя. Химия. 8 класс. М. Дрофа. 2012.