Конспект урока по химии в 9 классе: «Окислительно-восстановительные реакции»

Цель урока:

Рассмотреть сущность ОВР, повторить основные понятия о степени окисления, об окислении и восстановлении.

Оборудование и реактивы: Набор пробирок, растворы: CuSO4 , H2SO4, NaOH, H2O, Na2SO3.

Ход урока по химии в 9 классе

Организационный момент.

Сегодня на уроке мы продолжим ознакомление с окислительно-восстановительными реакциями , закрепим знания приобретенные на предыдущих занятиях, ознакомимся с реакциями окисления-восстановления, узнаем какую роль оказывает среда на протекание окислительно-восстановительные процессы. ОВР принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. ОВ процессы сопровождают круговороты веществ в природе, с ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение, брожение, фотосинтез. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессе выплавке металлов, при электролизе, в процессах коррозии. (слайды 1-7).

Тема окислительно-восстановительные реакции не нова, учащимся предлагалось повторить некоторые понятия и умения. Вопрос к классу? Что таксе степень окисления? (без этого понятия и умения расставлять степень окисления химических элементов не возможно рассмотрение данной темы.) Учащимся предлагается определить степень окисления в следующих соединениях:KCIO3, N2, K2Cr2O7, P2O5, KH, HNO3. Проверяют свои задания с записями на доске. Во всех ли случаях происходит изменение степени окисления. Для этого мы проведем лабораторную работу (на столах инструкции по выполнению опытов, инструктаж по т.б).

Провести опыты :1. CuSO4 + 2NaOH= Na2SO4 + Cu(OH)2

CuSO4 + Fe= Cu FeSO4

Расставляют со делают записи. Вывод: не все реакции относят к ОВР. (слайд 8).

В чем же заключается суть ОВР?(слайд 9).

ОВР-представляет собой единство двух противоположных процессов окисления и восстановления. В этих реакциях число отданных электронов восстановителем равно числу электронов присоединенных окислителем. Восстановитель повышает свою степень окисления, окислитель понижает.(не случайно выбран девиз урока.)Рассмотрим химическую реакцию(она имеет большое значение с точки зрения экологии т.к. позволяет при обычных условиях собрать случайно пролитую ртуть.

Н g0 + 2Fe+3Cl3-=2Fe+2Cl2-1 + Hg+2Cl2-1

Hg0 - 2ē → Hg+2

Fe+3+ē→ Fe+2

Учащимся предлагается решить задачу. Как среда влияет на поведение одного и того же окислителя, например: KMnO4

Выполняется лабораторная работа 2 по вариантам:

2KMnO4+ 5Na2SO3 +3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 +3H2O

2KMnO4+ Na2SO3 2KOH= 2K2Mn04+Na2SO4 H2O

2KMnO4 +3Na2SO3 +H2O= 2KOH +3Na2SO4+ 2MnO2

Вывод: среда влияет на окислительные свойства веществ.(слайд 10)

KMnO4 в кислой среде-Mn+2 -бесцветный раствор.

В нейтральной среде -MnO2 -бурый осадок,

В щелочной среде -MnO4-2 -зеленого цвета.

В зависимости от РН раствора KMnO4 окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений Mn разной степени окисления.

Подводятся итоги урока. Выставляются оценки.

Рефлексия.

Класс высказывает свое мнение о работе на уроке.

Домашнее задание

Скачать презентацию к уроку по химии: «Окислительно-восстановительные реакции»

Урок по химии на тему «Окислительно-восстановительные реакции»

в 11 классе.

Материал подготовила

Дудник Светлана Евгеньевна,

учитель химии первой категории

МАОУ СОШ № 211 г.Новосибирска

Цель: углубление знаний обучающихся и подготовка к олимпиадам и ЕГЭ.
Задачи:
Образовательные задачи:

Закрепить знания учащихся об окислительно – восстановительных реакциях; закрепить умения учащихся в составлении уравнений окислительно – восстановительных реакций

выработать умения по составлению уравнений окислительно-восстановительных реакций

выработать умения по определению окислителя и восстановителя

формирование химически грамотной личности, готовой к жизнедеятельности в постоянно меняющейся среде, дальнейшему образованию и самообразованию.

Развивающие задачи:

способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету

формирование умений анализировать, сопоставлять и обобщать знания по теме.

Воспитательные задачи:

воспитание осознанной потребности в знаниях;

воспитание активности и самостоятельности при изучении данной темы, умения работать в группе, умения слушать своих одноклассников.

Вид урока: урок – упражнение.

Форма организации учебной деятельности : индивидуальная и групповая.

Оборудование : компьютер, мультимедийный проектор, экран, документ-камера.

Методы обучения:

Общий метод (частично – поисковый).

Частный метод (словесно – наглядно – практический).

Конкретный метод (объяснение с элементами беседы).

Ход урока

Организационный момент

Сообщение темы, постановка темы и задач урока

1. Актуализация знаний. Воспроизведение ранее полученных знаний.

Учитель.

Что такое окислительно-восстановительные реакции?

Любая ОВР представляет собой совокупность процессов отдачи и присоединения электронов.

Как называется процесс отдачи электронов?

Процесс отдачи электронов называют окислением.

Как называются частицы, отдающие электроны?

Частицы (атомы, молекулы или ионы), отдающие электроны, называют восстановителями.

Учитель.

В результате окисления степень окисления восстановителя увеличивается. Восстановителями могут быть частицы в низшей или промежуточной степенях окисления. Важнейшими восстановителями являются: все металлы в виде простых веществ, особенно активные; C, CO, NH 3 , PH 3 , CH 4 , SiH 4 , H 2 S и сульфиды, галогеноводороды и галогениды металлов, гидриды металлов, нитриды и фосфиды металлов.

Как называется процесс присоединения электронов и частицы, принимающие электроны?

Процесс присоединения электронов называют восстановлением. Частицы, принимающие электроны, называют окислителями.

Учитель.

В результате восстановления степень окисления окислителя уменьшается. Окислителями могут быть частицы в высшей или промежуточной степенях окисления. Важнейшие окислители: простые вещества-неметаллы, обладающие высокой электроотрицательностью (F 2 , Cl 2 , O 2), перманганат калия, хроматы и дихроматы, азотная кислота и нитраты, концентрированная серная кислота, хлорная кислота и перхлораты.

Оперирование знаниями, овладение способами деятельности в новых условиях

Учащиеся выполняют ТЕСТ «Степени окисления» (Приложение 4.)

Обобщение и систематизация знаний и способов действий.

Учитель.

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций.

Межмолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель входят в состав различных веществ, например:

Внутримолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества. Это могут быть разные элементы, например:

или один химический элемент в разных степенях окисления, например:

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) – окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, например:

Для составления уравнений ОВР можно использовать метод электронного баланса (электронных схем) или метод электронно-ионного баланса. Рассмотрим один из методов.

Метод электронного баланса:

Задание 1. Составить уравнения ОВР с помощью метода электронного баланса, определить тип ОВР.

1. Цинк + дихромат калия + серная кислота = сульфат цинка + сульфат хрома(III) + сульфат калия + вода.

Решение

Электронный баланс:

2. Сульфат олова(II) + перманганат калия + серная кислота = сульфат олова(IV) + сульфат марганца + сульфат калия + вода.

3. Йодид натрия + перманганат калия + гидроксид калия = йод + манганат калия + гидроксид натрия.

4. Сера + хлорат калия + вода = хлор + сульфат калия + серная кислота.

5. Йодид калия + перманганат калия + серная кислота = сульфат марганца(II) + йод + сульфат калия + вода.

6. Сульфат железа(II) + дихромат калия + серная кислота = сульфат железа(III) + сульфат хрома(III) + сульфат калия + вода.

7. Нитрат аммония = оксид азота(I) + вода.

Ответы на упражнения задания 1

Задание 3. Составить уравнения ОВР.

2. Оксид марганца(IV) + кислород + гидроксид калия = манганат калия +...................... .

3. Сульфат железа(II) + бром + серная кислота = ...................... .

4. Йодид калия + сульфат железа(III) = ....................... .

5. Бромоводород + перманганат калия = ............................. .

6. Хлороводород + оксид хрома(VI) = хлорид хрома(III) + ...................... .

7. Аммиак + бром = ...................... .

8. Оксид меди(I) + азотная кислота = оксид азота(II) + ...................... .

9. Сульфид калия + манганат калия + вода = сера + ...................... .

10. Оксид азота(IV) + перманганат калия + вода = ...................... .

11. Йодид калия + дихромат калия + серная кислота = ............................. .

Ответы на упражнения задания 3

Определение и разъяснение домашнего задания.

Приложение 1.

Восстановители:

• Окись углерода (II) (CO)

  Сероводород (H2S)

  оксид серы (IV) (SO2)

  сернистая кислота H2SO3 и ее соли

  Галогеноводородные кислоты и их соли

  Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3

  Азотистая кислота HNO2

  аммиак NH3

  гидразин NH2NH2

  оксид азота(II) (NO)

  Катод при электролизе

Окислители:

Галогены

Перманганат калия(KMnO4)

манганат калия (K2MnO4)

оксид марганца (IV) (MnO2)

Дихромат калия (K2Cr2O7)

хромат калия (K2CrO4)

Азотная кислота (HNO3)

Серная кислота (H2SO4) конц.

Оксид меди(II) (CuO)

оксид свинца(IV) (PbO2)

оксид серебра (Ag2O)

пероксид водорода (H2O2)

Хлорид железа(III) (FeCl3)

Бертоллетова соль (KClO3)

Анод при электролизе.

Приложение 2.

П р а в и л а д л я о п р е д е л е н и я с т е п е н е й о к и с л е н и я

Степень окисления атомов простых веществ равна нулю.

Сумма степеней окисления атомов в сложном веществе (в молекуле) равна нулю.

Степень окисления атомов щелочных металлов +1.

Степень окисления атомов щелочно-земельных металлов +2.

Степень окисления атомов бора, алюминия +3.

Степень окисления атомов водорода +1 (в гидридах щелочных и щелочно-земельных металлов –1).

Степень окисления атомов кислорода –2 (в пероксидах –1).

Приложение 3.

Памятка

возможные степени окисления элементов

Марганец: +2, +3, +4, +6, +7.

Хром: +2, +3, +6.

Железо: +2, +3, +6.

Азот: -3, 0, +1, +2, +4, +5.

Сера: -2, 0, +4, +6.

Фосфор: -3, 0, +3, +5.

Хлор: -1, 0, +1, + 3, +5, +7.

Металлы, имеющие высшие степени окисления, образуют кислотные оксиды.

Перманганат калия: КМпО 4 .

Это сильный окислитель. Он легко окисляет многие органические вещества, превращает соли железа(2) в соли железа(3), сернистую кислоту в серную, из соляной кислоты выделяет хлор.

Вступая в химические реакции ион МnО 4 - может восстанавливаться в различной степени:

В кислой среде (рН

В нейтральной среде (рН=7) до МnО 2.

В щелочной среде (рН>7) до МnО 4 2-

Перекись водорода.

Степень окисления элемента кислород в перекиси водорода равна

1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления элемента кислорода в воде(-2), и в молекулярном кислороде(0). Поэтому перекись водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность.

Если перекись служит окислителем, то она восстанавливается до воды Н 2 О.

Если перекись служит восстановителем, то она окисляется до молекулярного кислорода-О 2 .

Соли хроматы и дихроматы.

Хроматы (окрашенные в ярко-жёлтый цвет) в кислой среде переходят в дихроматы (оранжевого цвета), дихроматы в щелочной среде переходят в хроматы.

Хроматы и дихроматы-сильные окислители и в уравнениях окислительно-восстановительных реакций они меняют степень окисления с +6 до +3.

Соединения хлора.

НСlО-хлорноватистая кислота(соли-гипохлориты)

НСlО 2 -хлористая (соли-хлориты)

НСlО 3 -хлоноватая (соли-хлораты)

НСlО 4 -хлорная (соли-перхлораты)

При взаимодействии галогенов со щелочами в холодном растворе образуются гипохлориты, а в горячем-хлораты (например хлорат калия или бертолетова соль-КСlО 3).

Концентрированная азотная кислота

Если в качестве исходного вещества для проведения ОВР с другими веществами берут концентрированную азотную кислоту, в результате реакции она восстанавливается до оксида азота NO 2

Приложение 4.

ТЕСТ «Степени окисления»

Вариант 1.

1 . Ион, в составе которого 16 протонов и 18 электронов, имеет заряд
1) +4 2) -2 3) +2 4) -4

2. Восьмиэлектронную внешнюю оболочку имеет ион

1) Р 3+ 2) S 2- 3) С1 5+ 4) Fe 2+

3. Одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня имеют Са 2+ и

1) К + 2) Ne 0 3) Ва 2+ 4) F -

4. Электронная конфигурация Is 2 2 s 2 2 p 6 соответствует иону

1) А1 3+ 2) Fe 3+ 3) Zn 2+ 4) Cr 3+

Вариант 2.

1. Двухэлектронную внешнюю оболочку имеет ион

1) S 6+ 2) S 2- 3) Вг 5+ 4) Sn 4+

2. Электронная конфигурация Is 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 соответствует иону

1) С l -­ 2) N 3- 3) Br - 4) О 2-

3. Одинаковое электронное строение имеют частицы

1) Na 0 и Na + 2) Na 0 и K 0 3) Na + и F - 4) Cr 2+ и Сr 3+

4. Иону Al 3+ отвечает электронная конфигурация:

1) 1s 2 2s 2 2p 6 2) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 4) Is 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Ответы :

Вариант 1.

Вариант2.

Приложение 5.

Домашнее задание

Задача. Сплавы на основе меди называет бронзами. Кольца из бериллиевой бронзы – точная копия золотых. Они не отличаются от золотых ни по цвету, ни по весу и, подвешенные на нитку, при ударе о стекло издают мелодичный звук. Короче говоря, подделку не обнаружить ни на глаз, ни на слух, ни на зуб. Предложите способы определения подделки: на собственной кухне, в химической лаборатории (2 способа). Запишите уравнения реакций, назовите их признаки.
Ответ.

На кухне. Нагреть «золотое» кольцо на газовой плите, медь окисляется на воздухе до черного оксида меди (II) CuO (то есть кольцо из бронзы при нагревании темнеет).

В лаборатории. Растворить кольцо в азотной кислоте. Золото высокой пробы в азотной кислоте не растворяется, а вот медь, входящая в состав бронзы, взаимодействует с HNO 3. Признаки: раствор голубого цвета, выделение бурого газа «лисий хвост».
Cu + 4HNO 3 конц. = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Золото не растворяется и в конц. H 2 SO 4 , а вот медь при нагревании растворяется:
Сu + 2H 2 SO 4 конц. = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Признаки: раствор голубого цвета, выделение газа.

Анализ проведенного занятия

Урок проведен в 11 классе. Поставленной цели - углубление знаний обучающихся и подготовка к олимпиадам и ЕГЭ, достичь удалось. Учащимся выданы памятки, необходимые для более полного усвоения темы и используемые при выполнении домашнего задания.

Основные проблемы, возникшие у учащихся в усвоении содержания учебного материала по теме «Окислительно-восстановительные реакции», связаны с составлением ОВР методом электронного баланса.

Используя алгоритм, составленный учителем совместно с учащимися, удалось откорректировать основные действия по написанию ОВР и избежать основных ошибок.

2 Урок химии в 8-м классе по теме «Окислительно-восстановительные реакции»

Аннотация: Урок химии по теме «Окислительно-во сстановительные реакции» предназначен для учащихся 8-х классов. На уроке раскрываются основные понятия об окислительно-вос становительных реакциях: степень окисления, окислитель, восстановитель, окисление, восстановление: формируется умение составлять записи ОВР методом электронного баланса.

Урок химии в 8-м классе по теме

«Окислительно-во сстановительные реакции»

ЦЕЛЬ УРОКА: формировать систему знаний об окислительно-вос становительных реакциях, научить составлять записи ОВР методом электронного баланса.

ЗАДАЧИ УРОКА:

Обучающие : рассмотреть сущность окислительно-вос становительных процессов, научить применять «степени окисления» для определения процессов окисления и восстановления; научить учащихся уравнивать записи окислительно-вос становительной реакции методом электронного баланса.

Развивающие : Совершенствовать умения высказывать суждение о типе химической реакции, анализируя степень окисления атомов в веществах; делать выводы, работать с алгоритмами, формировать интерес к предмету.

Воспитывающие : формировать потребность в познавательной деятельности и ценностное отношение к знаниям; анализировать ответы товарищей, прогнозировать результат работы, оценивать свою работу; воспитать культуру общения через работу в парах «ученик – ученик», «учитель – ученик».

Тип урока: Урок изучения нового материала.

Методы, используемые на уроке: Объяснительно-ил люстративный.

Понятия, вводимые на уроке: окислительно-вос становительные реакции; окислитель; восстановитель; процесс окисления; процесс восстановления.

Используемое оборудование и реактивы: таблица растворимости, периодическая система Д. И. Менделеева, соляная кислота, серная кислота, цинк в гранулах, магниевая стружка, раствор сульфата меди, железный гвоздь.

Форма работы: индивидуальная, фронтальная.

Время урока: (90 минут, 2 урока).

Ход урока

I . Организационный момент

II . Повторение пройденного материала

УЧИТЕЛЬ: Ребята, давайте вспомним с вами ранее изученный материал о степени окисления, который будет необходим нам на уроке.

Устный фронтальный опрос:

Что такое электроотрицател ьность?

Что такое степень окисления?

Может ли степень окисления элемента быть равной нулю? В каких случаях?

Какую степень окисления чаще всего проявляет кислород в соединениях?

Вспомните исключения.

Какую степень окисления проявляют металлы в полярных и ионных соединениях?

Как рассчитывается степень окисления по формулам соединений?

Степень окисления кислорода почти всегда равна -2.

Степень окисления водорода почти всегда равна +1.

Степень окисления металлов всегда положительна и в максимальном значении почти всегда равна номеру группы.

Степень окисления свободных атомов и атомов в простых веществах всегда равна 0.

Суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна 0.

УЧИТЕЛЬ предлагает ученикам для закрепления сформулированных правил посчитать - найти степень окисления элементов в простых веществах и соединениях:

S , Н 2 , H 3 PO 4 , NaHSO 3, HNO 3 , Cu(NO 2 ) 2, NO 2 , Ва, Al.

Например: Какая будет степень окисления серы в серной кислоте?

В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления элементов с учётом числа их атомов равна 0.

H 2 +1 S x O 4 -2

(+1) * 2 +X *1 + (-2) . 4 = 0

X = + 6

H 2 +1 S +6 O 4 -2

III . Изучение нового материала

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

По этому признаку различают реакции

Химические реакции

Реакции, протекающие с изменением реакции, протекающие без изменения степени окисления элементов степени окисления элементов

Например, в реакции

1 +5 -2 +1 -1 +1 -1 +1 +5 -2

AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 (у доски пишет учащийся)

Степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились. А вот в другой реакции – взаимодействие соляной кислоты с цинком

2HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 (у доски пишет учащийся)

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

2H + 2e H 2

а каждый атом цинка – отдал два электрона

Zn - 2е Zn

УЧИТЕЛЬ: Какие типы химических реакций вы знаете?

УАЩИЕСЯ: К ОВР относятся все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвуетхотя бы одно простое вещество .

УЧИТЕЛЬ: Дать определение ОВР.

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно – восстановительны ми реакциями.

УЧИТЕЛЬ: Ребята, определите устно, какая из предложенных реакций окислительно-вос становительной не является :

1) 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) Na СL + AgNO 3 = NaNO 3 +AgCl↓
3) Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ­

4) S +O 2 =SO 2

УЧАЩИЕСЯ: выполняют задание

УЧИТЕЛЬ: В качестве примеров ОВР продемонстрируем следующий опыт.

H 2 SO 4 + Mg MgSO 4 + H 2

Обозначим степень окисления всех элементов в формулах веществ – реагентов и продуктов этой реакции:

Как видно из уравнения реакции, атомы двух элементов магния и водорода, изменили свои степени окисления.

Что с ними произошло?

Магний из нейтрального атома превратился в условный ион в степени окисления +2, то есть отдал 2е:

Mg 0 – 2е Mg +2

Запишите в свой конспект:

Элементы или вещества, отдающие электроны называются восстановителями; в ходе реакции они окисляются .

Условный ион Н в степени окисления +1 превратился в нейтральный атом, то есть каждый атом водорода получил по одному электрону.

2Н +1 +2е Н 2

Элементы или вещества, принимающие электроны, называются окислителями ; в ходе реакции они восстанавливаютс я .<Приложение 1>

Эти процессы можно представить в виде схемы:

Соляная кислота + магний сульфат магния + водород

CuSO 4 + Fe (железный гвоздь) = Fe SO 4 + Cu (красивый красный гвоздь)

Fe 0 – 2 еFe +2

Cu +2 +2 еCu 0

Процесс отдачи электронов называется окислением , а принятия – восстановлением.

В процессе окисления степень окисления повышается , в процессе восстановления – понижается.

Эти процессы неразрывно связаны между собой.

УЧИТЕЛЬ: Давайте выполним задание по вышеописанному образцу.

Задание: Для окислительно – восстановительны х реакций укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления, составьте электронные уравнения:

1) BaO + SO 2 =BaSO 3

2) CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu

3) Li + O 2 = Li 2 O 3

4) CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

II часть урока (2-ой урок)

Метод электронного баланса как способ составления уравнений ОВР

Далее рассмотрим составление уравнений окислительно-вос становительных реакций методом электронного баланса. В основе метода электронного баланса лежит правило: общее число электронов, которые отдаёт восстановитель, всегда равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

После объяснения учащиеся под руководством учителя составляют уравнения ОВР по планам, которые составил учитель к этому уроку <Приложение 2>.

Памятки находятся у каждого ученика на парте.

УЧИТЕЛЬ: Среди изученных нами реакций к окислительно – восстановительны м реакциям относятся:

Взаимодействие металлов с неметаллами

2Mg + O 2 =2MgO

Окислитель O 2 +4e 2O -2 1 восстановление

2. Взаимодействие металлов с кислотой.

H 2 SO 4 + Mg =MgSO 4 +H 2

Восстановитель Mg 0 -2e Mg +2 2 окисление

Окислитель 2O -2 +4e O 2 0 1 восстановление

3. Взаимодействие металлов с солью.

Cu SO 4 + Mg =MgSO 4 +Cu

Восстановитель Mg 0 -2e Mg +2 2 окисление

Окислитель Cu +2 +2e Cu 0 1 восстановление

Диктуется реакция, один учащийся самостоятельно составляет схему реакции у доски:

H 2 + O 2 → H 2 O

Определим, атомы каких элементов изменяют степень окисления.

(H 2 ° + O 2 ° → H 2 O 2).

Составим электронные уравнения процессов окисления и восстановления.

(H 2 ° -2e → 2H + – процесс окисления,

O 2 ° +4e → 2O - ² - процесс восстановления,

Н 2 – восстановитель, О 2 - окислитель)

Подберём общее делимое для отданных и принятых е и коэффициенты для электронных уравнений.

(∙2| Н 2 °-2е → 2Н + - процесс окисления, элемент – восстановитель;

∙1| O 2 ° +4e → 2O - ² - процесс восстановления, элемент – окислитель).

Перенесём эти коэффициенты в уравнение ОВР и подберём коэффициенты перед формулами других веществ.

2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O .

IV . Закрепление изученного материала

Упражнения для закрепления материала:

Какая схема превращения азота соответствует данному уравнению реакции

4NH 3 +5O 2 → 4NO + 6H 2 O

1) N +3 → N +2 3) N +3 → N -3

2) N -3 → N -2 4) N -3 → N +2

2) Установите соответствие между изменением степени окисления атома серы и схемой превращения вещества. Запишите цифры без пробелов и запятых.

СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЙ

A) H 2 S + O 2 → SO 2 + H 2 O

Б) H 2 SO 4 + Na → Na 2 SO 4 + H 2 S + H 2 O

В) SO 2 + Br 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + HBr

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

1) Э +4 → Э +6

2) Э +6 → Э -2

3) Э +6 → Э +4

4) Э -2 → Э +6

5) Э -2 → Э +4 ответ (521)

3)Установите соответствие между схемой превращения и изменением степени окисления окислителя в ней.

СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЙ

A ) Cl 2 + K 2 MnO 4 → KMnO 4 + KCl

Б) NH 4 Cl + KNO 3 → KCl + N 2 O + H 2 O

В) HI + FeCl 3 → FeCl 2 + HCl + I 2

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ

ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ

1) Э +6 → Э +7

2) Э +5 → Э +1

3) Э +3 → Э +2

4) Э 0 → Э -1

5) Э -1 → Э 0 ответ (423)

V. Заключительное слово учителя

Окислительно-вос становительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями.Весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции, в основном окислительно-вос становительные.

V I . Рефлексия.

VI II . Домашнее задание: § 43, упр.1, 3, 7 стр.234-235.

Используемая литература:

1.Габриелян О.С. «Химия. 8 класс: учеб. для общеобразоват. учреждений. –М. : Дрофа, 2010.

Окислительно – восстановительны е реакции. Хомченко Г.П., Севастьянова К.И. - Из-во Просвещение, 1985.

ПАМЯТКА ДЛЯ УЧАЩИХСЯ

Приложение №1

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители		Окислители
Металлы, Н 2, уголь, СО – оксид углерода (II ) H 2 S, SO 2 , H 2 SO 3 иеёсоли HJ, HBr, HCl SnCl 2 ,FeSO 4 ,MnSO 4 , Cr 2 (SO 4 ) 3 HNO 2 - азотистаякислота NH 3 – аммиак NO - оксид азота (II ) Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, Катод при электролизе	Галогены KMnO 4 , K 2 MnO 4 , MnO 2 , K 2 Cr 2 O 7 , K 2 CrO 4 HNO 3 -азотная кислота H 2 O 2 – пероксид водорода О 3 – озон, О 2 H 2 SO 4 (конц.), H 2 S еO 4 CuO , Ag 2 O , PbO 2 Ионы благородных металлов (Ag + , Au 3+) FeCl 3 Гипохлориты, хлораты и перхлораты «Царская водка» Анод при электролизе

Приложение №2

Алгоритм составления химических уравнений методом электронного баланса:

1.Составить схему реакции.

2.Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.

Помните!

• Степень окисления простых веществ равна 0;

  Степень окисления металлов в соединениях равна

номеру группы этих металлов (для I - III группы).

Степень окисления атома кислорода в

соединениях обычно равна - 2, кроме H 2 O 2 -1 и ОF 2.

Степень окисления атома водорода в

соединениях обычно равна +1, кроме МеH (гидриды).

Алгебраическая сумма степеней окисления

элементов в соединениях равна 0.

3.Определить, является реакция окислительно-вос становительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.

4.Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются.

5.Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления.

6.Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливаетс я (его степень окисления понижается) в процессе реакции.

7.В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)

8.Определить восстановитель и окислитель.

9.Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.

10.Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.

11.Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора.

12.Проверить уравнение реакции.

Приложение 3

Самостоятельная работа для проверки знаний

Вариант 1

1. Проставьте степень окисления элементов в соединениях, формулы которых IBr , TeCl 4 , SeF e , NF 3 , CS 2 .

2. В следующих схемах реакций укажите степень окисления каждого элемента и расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

1) F 2 + Хе → XeF 6 3) Na + Br 2 → NaBr

2) S + H 2 → H 2 S 4) N 2 + Mg → Mg 3 N 2

Вариант 2

1.Проставьте степень окисления элементов в соединениях: H 2 S О 4 , HCN , HN О 2 , РС1 3

2. Допишите уравнения реакций окисления-восста новления:

1) CI 2 + Fe → 2) F 2 + I 2 → 3) Ca + С→ 4) С + H 2 →

Укажите степени окисления элементов в полученных продуктах.

Вариант 3

1. Проставьте степень окисления в соединениях, формулы которых XeF 4 , CC 1 4 , РС1 б, SnS 2 .

2. Напишите уравнения реакций: а) растворения магния в растворе серной кислоты; б) взаимодействия раствора бромида натрия с хлором. Какой элемент окисляется и какой восстанавливаетс я?

Вариант 4

1. Составьте формулы следующих соединений: а) нитрида лития (соединения лития с азотом); б) сульфида алюминия (соединения алюминия с серой); в) фторида фосфора, в которых электроположител ьный элемент проявляет максимальную степень окисления.

2. Напишите уравнения реакций: а) иодида магния с бромом; б) растворения магния в растворе бромоводородной кислоты. Укажите, что в каждом случае является окислителем и что - восстановителем.

Вариант 5

1.Составьте формулы следующих соединений: а) фтора с ксеноном; б) бериллия с углеродом, в которых электроположител ьный элемент проявляет максимальную степень окисления.

2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах:

1) KI + Cu(N О 3 ) 2 → CuI + I 2 + KN О 3

2) MnS + HN О 3 ( конц .) → MnS О 4 + N О 2 + H 2 О

Вариант 6

1. Проставьте степени окисления каждого элемента в соединениях, формулы которых Na 2 S О 3 , КСЮ 3 , NaCIO , Na 2 Cr О 4 ,N Н 4 СlO 4 , BaMn О 4 .

2. Напишите уравнения реакций: а) иодида лития с хлором; б) лития с соляной кислотой. Проставьте степени окисления всех элементов и коэффициенты по методу электронного баланса.

Вариант 7

1. Вычислите степени окисления марганца, хрома и азота в соединениях, формулы которых КMnO 4 , Na 2 Cr 2 О 7 , NH 4 N О 3 .

2. Проставьте степени окисления каждого элемента и расставьте коэффициенты, используя метод электронного баланса в следующих схемах:

2) H 2 S О 3 + I 2 + H 2 О → H 2 S О 4 + HI

Вариант 8

1. Какова степень окисления углерода в оксиде углерода (IV ) и изменяется ли

Александрова Анфиса Михайловна

Учитель химии

МОУ «Приволжская средняя общеобразовательная школа» Волжского района РМЭ

Тема: «Окислительно-восстановительные реакции»

Тип урока: урок – обобщение и повторение материала с сочетанием фронтального, парного и индивидуального вида работы учащихся.

Вид урока - объяснительно-иллюстративный.

Методы и методические приемы. Словесно-наглядные и демонстрационно-практические. Самостоятельная работа по нахождению правильных ответов, обсуждение выбранного ответа, лабораторный опыт, с последующим написанием уравнений реакций, обсуждение результатов работы.

Цель: углубление знаний по составлению уравнений ОВР методом электронного баланса.

Задачи урока:

Образовательные: повторить основные понятия о процессах окисления и восстановления, степени окисления, окислителях и восстановителях, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций, выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса.

Развивающие: способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету, способствовать развитию речи учащихся, формирование умения анализировать, сопоставлять, и обобщать знания по теме.

Воспитательные: воспитание осознанной потребности в знаниях, совершенствовать умение выслушивать мнение каждого члена коллектива.

Реактивы: растворы перманганата калия, серной кислоты, сульфита натрия, вода.

Оборудование: пипетки, пробирки.

План урока:

I. Актуализация знаний.

V . Домашнее задание.

VI . Рефлексия и подведение итогов.

Девиз урока: «Кто-то теряет, а кто-то находит…»

I . Актуализация знаний.

Беседа по ранее изученному материалу.

1) Какие реакции называются окислительно- восстановительными?

Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.

2) Что такое процесс окисления?

Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.

3) Какой процесс называется восстановлением?

Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.

4) Как называются частицы, отдающие электроны?

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.

5) Как называются частицы, принимающие электроны?

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.

6) Что такое «степень окисления»?

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна (условный заряд атома, который мы приписываем ему в случае принятия или отдачи электронов).

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

Самостоятельная работа учащихся у доски по карточкам (с дальнейшим обсуждением).

1. Определите валентность и степени окисления элементов в следующих соединениях:

СН 4 , Cl 2 , СО 2 , NH 3 , C 2 H 4 , СН 3 СOOH, V 2 O 5 , Na 2 B 4 O 7 , KClO 4 , K 2 HPO 4 , Na 2 Cr 2 O 7 .

Ответ: Для выполнения задания можно использовать приложение 1.

IV I I IV II III I IV I IV I IV II II I V II

С -4 Н +1 4 , Cl 0 2 , С +4 О -2 2 , N -3 H +1 3 , C -2 2 H +1 4 , С -3 Н +1 3 С +3 O -2 O -2 H +1 , V +5 2 O -2 5 ,

I VII II I I V II I VI II

K +1 Cl +7 O -2 4 , K +1 2 H +1 P +5 O -2 4 , Na +1 2 Cr +6 2 O -2 7 .

2. В каких из приведенных ниже уравнений реакций MnО 2 проявляет свойства окислителя, а в каких – восстановителя?

а) 2MnO 2 + 2H 2 SO 4 2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O;

б) 2MnO 2 + O 2 + 4KOH 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O;

в) MnO 2 + H 2 = MnO + H 2 O;

г) 2MnO 2 + 3NaBiO 3 + 6HNO 3 = 2HMnO 4 + 3BiONO 3 + 3NaNO 3 + 2H 2 O

Ответ:

Окислитель принимает электроны и при этом степень окисления понижается, значит, в случаях а и в MnО 2 является окислителем. Восстановитель отдает электроны и при этом степень окисления повышается, значит, в случаях б и г MnО 2 является восстановителем.

II. Мотивация и целеполагание.

Окислительно-восстановительные реакции чрезвычайно распространены. С ними связаны, например, процессы дыхания и обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение и брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щелочи и кислоты, а так же многие другие ценные продукты. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе преобразования химической энергии в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах.

Проблема : Я готовила к уроку раствор перманганата калия («марганцовка»), пролила стакан с раствором и испачкала свой любимый химический халат. Предложите (проделав лабораторный опыт) вещество, с помощью которого можно очистить халат.

III. Отработка и расширение знаний.

Реакции окисления – восстановления могут протекать в различных средах. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами: среда влияет на изменение степеней окисления атомов.

Обычно для создания кислотной среды добавляют серную кислоту. Соляную и азотную применяют реже, т.к. первая способна окисляться, а вторая сама является сильным окислителем и может вызвать побочные процессы. Для создания щелочной среды применяют гидроксид калия или натрия, нейтральной – воду.

Лабораторный опыт : (правила ТБ)

В четыре пронумерованные пробирки налито по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора серной кислоты, во вторую – воду, в третью – гидроксид калия, четвертую пробирку оставьте в качестве контрольной. Затем в первые три пробирки прилейте, осторожно взбалтывая, раствор сульфита натрия. Отметьте, как изменяется окраска раствора в каждой пробирке.

Результаты лабораторного опыта:

Продукты восстановления KMnO 4 (MnO 4 - ):

в кислой среде – Mn +2 (соль), бесцветный раствор;

в нейтральной среде – MnO 2 , бурый осадок;

в щелочной среде - MnO 4 2- , раствор зеленого цвета.

Задание . Данысхемыреакций:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 ↓ + Na 2 SO 4 + KOH

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 +Na 2 SO 4 + H 2 O

Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 →

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O →

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + КOH →

Подберите коэффициенты методом электронного баланса по алгоритму (Приложение 1). Укажите окислитель и восстановитель.

Ответ:

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O → 2MnO 2 ↓ + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 +Na 2 SO 4 + H 2 O

Вы проделали лабораторный опыт, предложите вещество, с помощью которого можно очистить халат.

В приведённых ниже схемах даны продукты реакций. Укажите реагенты, составьте уравнения реакций, используя метод электронного баланса:

(учащиеся работают в парах)

а) KI + КMnO 4 + . . . ->MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H2O

Ответ: т.к в результате реакции получается Mn +2 , следовательно процесс протекает в кислой среде с участием серной кислоты и образуется сульфат калия.

10KI + 2 КMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5I 2 + 6K 2 SO 4 +8H 2 O

2I -1 -2e -> I 2 0 5 - окисление, восстановитель

Mn +7 + 5e -> Mn +2 2- восстановление, окислитель

б) NaI + КMnO 4 + . . . -> I 2 + K 2 MnO 4 + NaOH

Ответ: т.к в результате реакции получается K 2 MnO 4 , следовательно процесс протекает в щелочной среде с участием гидроксида калия

2NaI + 2 КMnO 4 + 2KOH = I 2 + 2K 2 MnO 4 + 2NaOH

2I -1 -2e -> I 2 0 1- окисление, восстановитель

Mn +7 + 1e -> Mn +6 2- восстановление, окислитель

в) . . . + КMnO 4 + H 2 O -> NaNO 3 + MnO 2 + KOH

Ответ: в этой реакции окислитель КMnO 4 известен, легко предположить, что восстанавливается нитрит натрия, где N +3 , до нитрата:

3 NaNO 2 + 2 КMnO 4 + H 2 O = 3NaNO 3 + 2MnO 2 + 2KOH,

N +3 – 2e -> N +5 3 - окисление, восстановитель

Mn +7 + 3e -> Mn +4 2 - восстановление, окислитель

Кроме перманганата калия окислительной способностью обладают и другие вещества. Можно с ними познакомиться в приложении 2.

1) H 2 SO 4 (разбавленная), окислитель Н +1

Продукт восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, – Н 2 .

Например,

H 2 SO 4 (разб.) + Zn -> ZnSO 4 + H 2 ,

H 2 SO 4 (разб.) + Cu не реагирует.

2) H 2 SO 4 (концентрированная), окислительS +6

В зависимости от активности металла продукты восстановления концентрированной H 2 SO 4 разные: H 2 S; S; SO 2 . Продукт восстановления зависит также и от концентрации кислоты (таблица 18 стр.250 учебника).

3) HNO 3 , окислитель N +5 (таблица 18 стр.250 учебника).

Концентрированная HNO 3 пассивирует такие металлы, как Fe, Cr, Al, что связано c образованием на поверхности этих металлов тонкой, но очень плотной оксидной пленки.

Au и Pt не реагируют с HNO 3 , но эти металлы растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных соляной и азотной кислот в соотношении 3: 1.

Например:

Au + 3HCl (конц.) + HNO 3 (конц.) = AuCl 3 + NO + 2H 2 O.

4) К 2 Сr 2 O 7 в кислой среде восстанавливается до Cr 3+

в нейтральной среде до Сr 2 O 3

в щелочной среде до CrO 4 2-

Окислительно-восстановительные реакции в органической химии связано либо с образованием связей по кислороду, либо с отщеплением водорода.

Правило образование связей: - ОН → -1е

О → -2е

отщепление 1атома Н → -1е

IV . Закрепление изученного материала.

В качестве закрепления пройденного материала предлагаю тестовые задания.

Вариант 1

1. Какой из неметаллов является сильным окислителем?

1)фтор 2)сера 3)озон 4)кремний

2. Степень окисления серы в сульфате калия равна

1)+6 2)+4 3)0 4)-2

3. В каком из приведенных реакций атом хлора выступает в роли восстановителя

1) Cu + Cl 2 = CuCl 2

2) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

3) HCl + MnO 2 = MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

4) Cl 2 + H 2 = HCl

5) +2 → 0
6) 0 → - 1

5. Используя метод электронного баланса составить уравнение реакции:

PbS + H 2 O 2 →PbSO 4 + H 2 O

6. Используя метод электронного баланса составить уравнение реакции:

KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → …….. + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

Определите окислитель и восстановитель.

Ответ: 1-1; 2-1; 3-3; 4-А3, Б4, В2, Г5.

Вариант 2

1. В каком из перечисленных соединений атом серы находится в степени окисления +6

1) FeSO 3 2) S 3) SO 2 4) К 2 SO 4

2. Какой элемент восстанавливается в реакции Fe 2 O 3 + CO = Fe + СО 2

1)железо 2)кислород 3)углерод

3. Выберите уравнение реакции, в котором элемент углерод является окислителем.

1)2 С + O 2 = 2CO

2) CO 2 + 2Mg = 2MgO + C

3) CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

4) C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2

4. Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления окислителя в данной реакции:

Уравнение реакции Изменение степени окисления окислителя

A ) S О 2 + N О 2 = S О 3 +NO 1) -1 → 0
Б) 2NH 3 + 2Na = 2NaNH 2 + H 2 2) 0 → -2
В) 4N О 2 + О 2 + 2H 2 О = 4HN О 3 3) +4 → +2
Г) 4NH 3 + 6NO = 5N 2 + 6Н 2 О 4) +1 → 0
5) +2 → 0
6) 0 → - 1

5. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

NaNO 2 + NH 4 Cl → NaCl + 2H 2 O + N 2

Определите окислитель и восстановитель.

6. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

KI + H 2 SO 4 + NaNO 2 → …… + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + NO + H 2 O

Определите окислитель и восстановитель.

Ответ: 1-4; 2-1; 3-2; 4-А3, Б4, В2, Г5.

V . Домашнее задание.

1. Допишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса:

1. K 2 Cr 2 O 7 + KNO 2 + …….→ KNO 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + …..+H 2 O

2. C 6 H 5 -CH 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → C 6 H 5 COOH +….+….+…..

3. С 2 Н 5 ОН + К 2 Сr 2 O 7 + H 2 SO 4 → CH 3 COOH +….+….+…..

4.Na 2 SO 3 + К 2 Сr 2 O 7 + H 2 SO 4 → ….+….+….+…..

2. Составьте уравнение окисления формальдегида раствором перманганата калия, подкисленным серной кислотой с учётом того, что формальдегид окисляется до СО 2 , коэффициенты подберите методом электронного баланса. 2

соединениях обычно равна - 2, кроме H 2 O 2 -1 и ОF 2.

4. Степень окисления атома водорода в

соединениях обычно равна +1, кроме МеH (гидриды).

5.Алгебраическая сумма степеней окисления

элементов в соединениях равна 0.

Рассмотрите приведённые ниже схемы уравнений реакций. В чём их существенное отличие? Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?

В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа .

Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.

Существуют два метода составления окислительно - восстановительных реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим метод электронного баланса .
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Рассмотрим этот метод на примере.

Расставить коэффициенты в реакции, схема которой: HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Алгоритм расстановки коэффициентов

1.Указываем степени окисления химических элементов. Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления.

2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов. За вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl 2 тоже -1. Перед HCl коэффициент 2 не ставим, а считаем число атомов хлора в продуктах реакции. Оно равно - 4.Следовательно, и перед HCl ставим - 4,уравниваем число атомов водорода и кислорода справа, поставив перед H 2 O коэффициент - 2. В результате получится химическое уравнение:

Рассмотрим более сложное уравнение:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 =S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Расставляем степени окисления химических элементов:

Электронные уравнения примут следующий вид Перед серой со степенями окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед соединениями марганца -2, уравниваем число атомов других химических элементов и получаем окончательное уравнение реакции

Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом .

Например:

Al – 3e - = Al 3+

Fe 2+ - e - = Fe 3+

H 2 – 2e - = 2H +

2Cl - - 2e - = Cl 2

При окислении степень окисления повышается .

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом .

Например:

S + 2е - = S 2-

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

Fe 3+ + e - = Fe 2+

При восстановлении степень окисления понижается .

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями . Во время реакции они окисляются .

Ато­мы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями . Во время реакции они восстанавливаются .

Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ,то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями .

4. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановле­ния.

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем .

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 Окислительно-восстановительные реакции

Тренажёр №2 Метод электронного баланса

Тренажёр №3 Тест «Окислительно-восстановительные реакции»

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H 2 S , O 2 , NH 3 , HNO 3 , Fe , K 2 Cr 2 O 7

№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах:

А) H 2 S → SO 2 → SO 3

Б) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

Какой можно сделать вывод после выполнения второй генетической цепочки?

На какие группы можно классифицировать химические реакции по изменения степени окисления атомов химических элементов?

№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишите реакции в полном и ионном виде:

А) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

Б) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

№4. Данысхемыуравненийреакций:
СuS + HNO 3 (разбавленная) = Cu(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

K + H 2 O = KOH + H 2
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.
Укажите вещество - окислитель и вещество - восстановитель.