Конспект урока «Её величество окислительно-восстановительная реакция» по химии для 8 класса

Тема: «Её величество окислительно-восстановительная реакция». 8 класс

Тип урока. – Приобретение новых знаний.

Задачи урока.

Обучающие. Познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по

признаку изменения степени окисления элементов; с окислительно-

восстановительными реакциями (ОВР); научить учащихся расставлять

коэффициенты методом электронного баланса.

Развивающие. Продолжить развитие логического мышления, умений анализировать,

сравнивать, формировать интерес к предмету.

Воспитательные. Формировать научное мировоззрение учащихся, совершенствовать

трудовые навыки.

Методы и методические приёмы. Рассказ, беседа, демонстрация средств наглядности,

самостоятельная работа учащихся.

Оборудование и реактивы. Репродукция с изображением Колосса Родосского, алгоритм

расстановки коэффициентов по методу электронного баланса, таблица

типичных окислителей и восстановителей, кроссворд, железный гвоздь

растворы NaOH и CuSO₄, компьютерная презентация.

Ход урока.

I .Организационный момент.

II. Вводная часть.(мотивация и целеполагание)

(слайд №1)

Учитель. В III в. до н.э. на острове Родос, был построен памятник в виде огромной статуи Гелиоса (у греков – бог Солнца). Грандиозный замысел и совершенство исполнения Колосса Родосского – одно из чудес света – поражали всех, кто его видел.

Мы не знаем точно, как выглядела эта статуя, но известно, что она была сделана из бронзы и достигла в высоту около 33 м. Скульптура была создана скульптором Харетом, на её строительство ушла 12 лет. Бронзовая оболочка крепилась к железному каркасу. Полую статую начали строить снизу и, по мере того, как она росла, заполняли камнями, чтобы сделать её устойчивее. Примерно, через 50 лет после завершения строительства, статуя рухнула. Во время землетрясения она переломилась на уровне колен. Учёные считают, что истинной причиной недолговечности этого чуда стала коррозия металла. А в основе процесса коррозии лежит окислительно-восстановительная реакция.

Ребята! Сегодня на уроке вы будите сотрудниками НИИ «Химические реакции». Работать будете в лабораториях под названием «Электрон», «Атом», «Молекула». Впереди нас ждёт очень важная и трудная работа. Проведём небольшую разминку, которая придаст вам силы.

Устройтесь поудобнее на стуле, руки положите на колени ладонями вверх, расслабьтесь, закройте глаза, отключите своё внимание от ситуации и сосредоточьтесь на своём дыхании (8 с.), выдохнули, открыли глаза, вы полны сил и энергии, готовы работать на уровне всех своих возможностей, энергично и с вдохновением.

К какому типу реакций относится процесс дыхания.

(ответ: к окислительно – восстановительной реакции).

Ребята! Посмотрите на комнатные растения. Какого они цвета? (зелёные)

Какой процесс идёт в зелёных частях растений? (фотосинтез)

К какому типу реакций относится процесс фотосинтеза? (к окислительно-восстановительным реакциям).

Верно. Ребята! За счет окислительно-восстановительных реакций, которые протекают и в нашем организме. Мы двигаемся, творим, разрушаем, любим – короче живём.

Два важнейших процесса – дыхание и фотосинтез, за счет которых живут растения – это основа жизни на Земле и важнейшие процессы на планете связаны с этим типом химических реакций. Окислительно-восстановительные реакции требуют к себе особого внимания. Поэтому и тема урока «Её величество – окислительно-восстановительная реакция».

Главный герой окислительно-восстановительных реакций – электрон, а также в них принимают участие атом, молекула, ионы.

Давайте немного пофантазируем. Мы живём в 22 в., налаживаем межпланетные контакты. В НИИ «Химические реакции» пос.Новокумского пришёл факс из центра межпланетных контактов: «Срочно предоставить информацию об окислительно-восстановительных реакциях для расширения научных контактов с учёными планеты Марс».

Но мы можем эту информацию предоставить только тогда, когда изучим ОВР.

(слайд №2)

Цель нашего урока:

- познакомиться с окислительно-восстановительными реакциями, понятиями

«окислитель», «восстановитель».

процессами окисления и восстановления;

- научиться расставлять коэффициенты методом электронного баланса в уравнениях

окислительно-восстановительных реакций.

(слайд №3)

Девиз урока:

«Жить это значит узнавать…

Жить это значит творить,

Трудясь без устали,

С неисчерпаемым вдохновением!»

Д.И.Менделеев.

III. Изучение нового материала.

Ребята! Начнем изучение темы с выполнения двух исследований.

В пустую пробирку налейте 1-2 мл раствора NaOH и добавьте несколько капель раствора сульфата меди (II). Что наблюдаете?

В пробирку прилейте 2 мл раствора сульфата меди (II) и вставьте в неё железный гвоздь. Что наблюдаете?

Запишите молекулярные уравнения проведённых реакций. В каждом уравнении расставьте степени окисления элементов в формулах исходных веществ и продуктов реакции.

(Два ученика выходят к доске)

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

CuSO₄ + 2 NaOH = Cu(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄

0 +2 +6 -2 +2 +6 -2 0

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Изменились ли степени окисления элементов в веществах первой реакции? (нет)

А во второй? (да)

У каких элементов изменилась степень окисления? (у Fe и Cu). Вторая реакция относится к окислительно-восстановительной. Попробуйте сами дать определение, какие реакции называются окислительно-восстановительными?

Ответ: Реакции, в которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции называются окислительно-восстановительными.

Для чего же изучают окислительно-восстановительные реакции? Для того, чтобы можно было без труда расставлять коэффициенты в уравнениях химических реакций. Я вас сейчас научу это делать.

Что же произошло с окислительно-восстановительной реакцией? До реакции у железа была степень окисления «0», после реакции стала «+2». Видим, что степень окисления повышается, значит, железо является – восстановителем, т.е. отдаёт 2ē.

Атомы, ионы или молекулы – отдающие электроны называются восстановителями. А процесс отдачи ē называют окислением.

Что же произошло со степенью окисления меди? У меди до реакции степень окисления «+2», а после реакции «0». Как видим, степень окисления понизилась, значит, медь является окислителем, т.е. принимает 2ē.

Атом, молекула или ион, принимающий электрон называются окислителем. Процесс принятия е называется процессом восстановления.

(слайд №4)

Запишем схемы этих процессов.

Fe⁰ - 2ē → Fe⁺² восстановитель (процесс окисления).

Cu⁺² + 2ē → Cu⁰ окислитель (процесс восстановления).

(слайд №5)

Посмотрите схему.

• 

− ē + ē

→ →

Восстановитель Окислитель

повышает степень окисления понижает степень окисления

-ē, окисление. +ē, восстановление.

(слайд №6)

Запомните! Отдать ē – окислиться

Взять ē – восстановиться.

В природе всё взаимосвязано и взаимообусловлено, процесс окисления не может существовать без процесса восстановления и наоборот. И число принятых и отданных ē, исходя из закона сохранения массы веществ, должно быть одинаково.

Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса и метод полуреакций, мы будем использовать метод электронного баланса.

Рассмотрим алгоритм расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса.

(слайд №7)

1. Определите степень окисления элементов.

2. Подчеркните символы элементов, степени окисления которых изменяются.

3. Выпишите элементы, меняющие степени окисления.

4. Составьте электронные уравнения, определяющие число отданных и принятых электронов.

5. Уравняйте число отданных и принятых ē, подобрав НОК и дополнительные множители.

6. Допишите уравнение реакции, расставить коэффициенты.

Рассмотрим пример. Расставьте коэффициенты в схеме реакции методом электронного баланса, определите окислитель и восстановитель, укажите процессы окисления и восстановления.

+3 -2 +2 -2 0 +4 -2

Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂

Fe⁺³ + 3ē → Fe⁰ 2 окислитель (процесс восстановления)

C⁺² − 2ē → C⁺⁴ 3 восстановитель (процесс окисления)

2Fe⁺³ + 3C⁺² → 2Fe⁰ + 3C⁺⁴

_Fe2O3+ 3CO ═ 2Fe + 3CO₂

Вещества, являющиеся восстановителями и окислителями во многих реакциях, называются типичными.

(слайд №8)

Типичные окислители:

F₂, Cl₂, Br₂, J₂, H₂SO₄, O₂, HNO₃, MnO₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, H₂O₂, K₂MnO₄ , O₃.

(слайд №9)

Типичные восстановители:

Н₂, С, металлы, Н₂S, СО, SО₂, НJ, FeSO₄, NH₃.

(работа с учебником стр 178)

.

Окислительно-восстановительные реакции очень распространены. С ними связаны не только процессы коррозии, дыхания, фотосинтеза, но и брожения, гниения, обмена веществ, протекающие в живом организме, их можно наблюдать и при сгорании топлива. Окислительно-восстановительные реакции сопровождают круговорот веществ в природе.

Знаете ли вы:

- что в атмосфере ежедневно образуется примерно 2 миллиона тонн HNO₃, или 700 миллионов тонн в год, и виде слабого раствора выпадает на Землю с дождями. (человек производит лишь 30 миллионов в год).

Что же происходит в атмосфере?

Воздух по объёму содержит 78 % азота, 21 % кислорода и 1 % других газов. Под действием грозовых разрядов, а на Земле ежесекундно вспыхивает в среднем 100 молний, происходит взаимодействие молекул N₂ с молекулами О₂ с образованием оксида азота (IV).

t ⁰

N₂ + O₂ → NO

Оксид азота (II) легко окисляется атмосферным кислородом в оксид азота (IV).

NO + O₂ ═ NO₂

Образовавшийся NO₂ взаимодействуя с атмосферной влагой в присутствии кислорода, превращается в азотную кислоту.

NO₂ + H₂O + O₂ → HNO₃

Проверим, являются ли эти реакции окислительно-восстановительными? Что для этого нужно сделать? (расставить степени окисления)

IV. Задания для закрепления. Расставьте в приведённых схемах реакций степени окисления методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления.

К доске вызываются ученики.

0 0 +2 +2

1) N₂ + O₂ → NO

0 +2

N₂ − 4ē → 2N 1 восстановитель (процесс окисления)

0 -2

O₂ + 4ē → 2O 1 окислитель (процесс восстановления)

0 0 +2 -2

N₂ + O₂ → 2N + 2O

N₂ + O₂ ═ 2NO

+2 -2 0 +4 -2

2) NO + O₂ → NO₂

+2 +4

N − 2ē → N 2 восстановитель (процесс окисления)

0 -2

O₂ + 4ē → 2O 1 окислитель (процесс восстановления)

+2 +4 -2

2N + O₂ = 2N + 2O

2NO + O₂ = 2NO₂

+4 -2 0 +1 -2 +1 +5 -2

3) NO₂ + O₂ + H₂O → HNO₃

+4 +5

N − 1ē → N 4 восстановитель (процесс окисления)

0 -2

O₂ + 4ē → 2O 1 окислитель (процесс восстановления)

+4 0 +5 -2

4N + O₂ → 4N +2O

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

Ну, а теперь, ребята, готовы ли мы передать информацию по факсу в центр межпланетных контактов об окислительно-восстановительных реакциях для расширения научных связей с учёными планеты Марс.

Рефлексия. Что же вы узнали? С какими реакциями вы познакомились? Какая частица является окислителем, а какая восстановителем? Какой процесс называется окислением? А какой - восстановлением?

Понравилась ли вам эта работа?

Д/з. Решить кроссворд.

Решив кроссворд вы узнаете, что вещества KMnO_4,K₂Cr₂O_7,O₃ – сильные … (по вертикали 2)

По горизонтали.

1. Какой процесс отображает схема:

S⁰ + 2ē → S^-2 ?

3. Реакция:

N_{2 (r)} + 3H_{2 (r)} ↔ 2NH_{3 (r)} + Q является окислительно-восстановительной, обратимой, гомогенной, …

4. … углерода (II) – типичный восстановитель.

5. Какой процесс отражает схема: Na⁰ - 1ē → Na⁺¹?

6. Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного … .

7. Согласно схеме Al⁰ → Al⁺³ алюминий отдал … электрона.

8. В реакции Н₂ + Cl₂ = 2 HCl водород Н₂ - … .

9. Реакции какого типа всегда только окислительно-восстановительные?

10. Степень окисления у простых веществ всегда - … .

11. В реакции: Zn + S = ZnS, восстановитель - … .

ОТВЕТЫ НА КРОССВОРД

По горизонтали: 1. Восстановление. 3. Экзотермической.

4. Оксид. 5. Окисление. 6. Баланса. 7. Три. 8. Восстановитель. 9. Замещения. 10. Ноль. 11. Цинк.

По вертикали: 2. Окислители.