okislitelno-vostanovitelnoex

Всероссийский фестиваль педагогического творчества
(2015/2016 учебный год)
Номинация:
Педагогические идеи и технологии: профессиональное образование
Название работы:
Методическая разработка по теме «Окислительно-восстановительные реакции»
Автор:
Асхабова Светлана Сайпуллаевна
Место выполнения работы:
Бюджетное учреждение профессионального образования Ханты-Мансийского
автономного округа – Югры «Лангепасский политехнический колледж» филиал в г.
Покачи
Урок- лекция
Тема: Окислительно-восстановительные реакции.
Цели урока:
Обучающая: 1) формирование понятий об окислении и
восстановлении; рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций,
их взаимосвязь; 2) сформировать представлении о сущности химических реакций,
найти взаимосвязь между структурой вещества и его свойствами, познать
системный характер химических процессов, их внутреннюю противоречивость;
3) обобщить строение веществ и их свойства, выработать умение по составлению
простых уравнений химических реакций методом электронного баланса, привести в
систему накопленные знания о типах реакций.
Развивающая: развитие логического мышления, самостоятельности;
совершенствование умений применять накопленные знания в изменённой ситуации.
Воспитательная: воспитание коммуникабельности и положительного
отношения к учебной деятельности.
Оборудование: модели различных типов кристаллических решеток, таблица,
отражающая зависимость свойств веществ от типа кристаллической решетки,
штатив с пробирками, спиртовки, спички, держатели , реактивы, презентация.
Ход урока:
I. Организационный момент. Сообщение темы и цели урока.
II. Изучение нового материала
Девиз урока:
Развитие происходит путем скачкообразного перехода количественных
изменений в качественные, от низшего к высшему, от простого к сложному.
Окислительно – восстановительные реакции составляют особый класс
химических процессов. Их характерной особенностью является изменение степени
окисления. Окисление и восстановление два полупроцесса, самостоятельное
существование каждого из которых невозможно, однако их одновременное
протекание обеспечивает реализацию единого окислительно- восстановительного
процесса.
Процессы, в результате которых происходит изменение степеней окисления
атомов элементов, то есть переход или смещение электронов от атомов одних
элементов
к
атомам
других
элементов,
называют
окислительновосстановительными реакциями.
К ним относятся множество реакций, в том числе все реакции замещения, а
также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно
простое вещество.
В природе постоянно идут превращения веществ, которые выражают с
помощью химических уравнений
Задание 1. Подумайте и ответьте, к какому типу реакций относятся данные
опыты, которые демонстрирует преподаватель:
+1
0
+2
0
Мg+ H2SO4 = MgSO4 + H2
0
0
(реакция замещения);
+2-2
2Mg +O2 = 2MgO (реакция соединения);
+ - 2+
+-
+ -
+ -2
NaOH +HCl = NaCl + H2O (реакция обмена);
12e
+5 -2
2KCIO3
t
--1
0
2KCI + 3O2
(реакция разложения).
Результат работы - наблюдение, анализ ,определение типа реакций.
Задание 2. Рассмотрим данные уравнения реакций с точки зрения изменения
степени окисления элементов. (Делаем вывод о том, что собой представляют
окислительно-восстановительные реакции.)
Реакции, в результате которых изменяется степень окисления элементов,
называются окислительно- восстановительными.
Формирование понятия «окислитель». Мерой окислительной способности
атома или иона является сродство к электрону, то есть их способность принимать
электроны.
1. Окислителями являются все атомы неметаллов (самыми сильными
окислителями являются атомы галогенов, так как они способны принять один
электрон).
2. Окислительные свойства сложных веществ зависят от степени окисления
атомов элемента. Атомы в состоянии высокой степени окисления могут быть только
окислителями+7
Fe3+
+6
+6
+4
KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, PbO2
Окислителями являются ионы металлов с высокой степенью окисления Hg2+
Cu2+ .
3.Кислоты HNO3 и H2SO4 (конц.)
Формирование понятия «восстановление». Процесс принятия электронов –
восстановление.
Cl0 + e
Cl N0 + 3e
N-3
O0 + 2e
O-2
Формирование понятия «восстановитель». Мерой восстановительной
способности атомов или ионов является ионизационный потенциал, то есть их
способность отдавать электроны.
1. Восстановителями могут быть атомы всех элементов, кроме He, Ne, Ar.
Наиболее легко теряют электроны атомы тех элементов, которые на последнем
слое имеют 1, 2, 3 электрона.
2.Положительно заряженные ионы металлов, находящиеся в низкой степени
окисления, например Fe2+,Cr3+, Mn2+,Sn2+.
3. Отрицательно заряженные ионы, например CI -,Br -,I -,S 2Формирование понятия
«окисление».
Процесс отдачи электронов –
окисление:
Na0 – e
Na+
Mg0 – 2e
Mg+2
S0 – 4e
S+4
P0 – 5e
P+5
В природе все процессы взаимосвязаны и взаимообусловлены. Без окисления
нет восстановления и без восстановления не может быть окисления.
Zn0 +H+ CI- Zn+2 CI- + H02
Проставляем степень окисления элементов до и после реакции. Выписываем те
элементы, которые изменили степень окисления:
1
Zn0 – 2e
Zn+2
восстановитель
2
H+ + e
Окислитель
H0
окисление
восстановление
На основании закона сохранения массы вещества и следствия, из него
вытекающего, число принятых электронов равно числу отданных.
Запомните!
Дополнительные множители – это коэффициенты в уравнении
химической реакции.
Классификация окислительно- восстановительных реакций
В зависимости от того, между атомами каких веществ (одинаковых или
различных ) происходит переход электронов, все окислительно - восстановительные
реакции разделяют на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные,
диспропорционирования.
Межмолекулярные – это реакции, в которых окислитель и восстановитель
находятся в разных веществах:
+6
0
+2
+4
H2SO4 (конц.) + Cu = CuSO4 + SO2 +H2O
0
+2
Восстановитель Cu – 2e = Cu 1
+6
Окислитель
+4
S + 2e = S
1
Внутримолекулярные - это реакции, в которых окислитель и восстановитель
находятся в одной молекуле ( атомы разных элементов):
+5 -2
-1
0
2KCIO3 = 2KCI + 3O2
+5
Окислитель
-1
CI + 6e = Cl
-2
2
0
Восстановитель 3O – 4e = O2
3
Диспропорционирования – это реакции, в которых
восстановителем являются атомы одного и того же элемента:
0
+1
окислителем
и
-1
Cl2 + H2O = HCIO + HCI
0
Окислитель
-1
CI + 1e = CI
0
+1
Восстановитель CI – 1e = CI
Повторение, объяснение основных моментов
III. Самостоятельная работа по конспекту (10 мин).
Конспект
I. Запомните! Процесс окисления – отдача электронов, а частица, отдающая
электрон,- восстановитель (окисляется).
Mg0 – 2e
Mg+2 окисление
восстановитель
K0 – e
K+
окисление
восстановитель
2. Процесс восстановления – принятие электронов, а частица, принимающая
электронов, -окислитель (восстановляется).
O0 + 2e
окислитель
O-2 восстановление
II. Преподаватель составляет окислительно-восстановительные реакции методом
электронного баланса.
Запомните алгоритм!
1. Запишите схему реакции:
Zn + HCl
ZnCl2 + H2
2. Проставьте степени окисления элементов до и после реакции:
(Zn0, H+, Cl -, Zn+2, H02)
3. Подчеркните в уравнении реакции элементы, изменяющие свою степень
окисления.
4. Составьте отдельно схему процесса окисления-восстановления:
Zn0 – 2e
Zn+2 окисление
восстановитель
H+ + e
H0
окислитель
восстановление
5. Составьте электронный баланс
отданных электронов).
(найдите общее кратное для принятых и
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
III.
1
Zn0 – 2e
Zn+2
восстановитель
окисление
2
H+ + e
окислитель
восстановление
H0
Самостоятельно выполните упражнения, руководствуясь конспектом:
Упр.1 Укажите, в каких случаях в нижеприведенных примерах происходит
а) окисление HNO2 HNO3 ; PbO2 PbSO4; HCIO4 ClO2
б) восстановление KMnO4 MnO2; SO2 K2SO4; NaBrO3 Br2
Упр.2
Методом электронного баланса подберите коэффициенты :
Pb + HNO3
Pb(NO3)2 + NO + H2
Укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.
Результат работы - составление окислительно-восстановительных реакций
методом электронного баланса. Особое внимание студенты обращают на алгоритм
составления окислительно-восстановительных реакций методом электронного
баланса.
IV. Итоги урока: объявить оценки за работу на уроке отвечавшим студентам,
поблагодарить всех за работу.
Домашнее задание: прочитайте конспект урока и выучите определения.
Задание по выбору: на «5» упр. 36 стр.53; на «4» упр. 29стр.52; на «3» упр.1,2
стр.50; Сборник задач и упражнений по химии Ю. М. Ерохин
Литература
Габрелян О. С. Настольная книга для учителя. Химия. 11 класс. – М.: Дрофа,2003.
Габрелян О. С. Общая химия: задачи и упражнения: Пособие для учащихся 11 кл.
образовательных учреждений с углубленным изучением химии/ О. С. Габрелян,
В. Б. Воловик, - М.: Просвещение, 2006.
Солдатова Т. М. Химия. 8- 11 класс: Тренинги и тесты с ответами по теме
«Окислительно- восстановительные реакции». – Волгоград: Учитель, 2007.
Радецкий А. М., Горшкова В. П. Дидактический материал по химии 8- 9 кл.- Москва
« Просвещение» 1995.
Ерохин Ю. М., Фролов В. И. Сборник задач и упражнений по химии Москва
«Высшая школа» 1998.
Рудзитис Г. Е., Фельдман Ф. Г. Химия 11 класс Москва « Просвещение» 2009.