Окислительно-восстановительные реакции. (8 класс)
Цель: сформировать знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях.
Задачи:
Образовательные: показать причины, обусловливающие специфику химических процессов окисления и восстановления; научить учащихся применять понятие «степень окисления» для составления окислительно-восстановительных реакций; формировать умения составлять окислительно-восстановительные реакции методом электронного баланса.
Развивающие: развивать обогащение и усложнение словарного запаса, усложнение смысловой функции речи; способствовать развитию логического мышления, умения правильно обобщить данные и сделать вывод.
Воспитательные: воспитание ответственного отношения к учебному труду, интереса и потребности изучения предмета, самообразования.
Оборудование. Оксид меди (II), уголь.
Ход урока.
Что мы понимаем под понятием «степень окисления»?
Какой знак степени окисления приобретает элемент, который приобретает электроны?
Какой знак степени окисления приобретает элемент, который отдает электроны?
Какую степень окисления имеют простые вещества?
Запишите уравнение реакции взаимодействия алюминия с серой. Расставьте степени окисления элементов в каждом соединении.
Обсуждая данную запись, учащиеся делают вывод, что данная реакция сопровождается изменением степени окисления элементов.
Учитель указывает, что данная реакция является окислительно- восстановительной.
Учащиеся сами могут сформировать определение окислительно- восстановительных реакций.
ОВР – это реакции, идущие с изменением степеней окисления.
Упражнение. Определите, какие из реакций являются окислительно-восстановительными?
2KI + Br2 →2KBr + I2
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaCl
SO2 + H2O → H2SO3
H2S + 2Na → Na2S + H2
2Al + 3S →Al2S3
СаСО3 → CaO + CO2
2Na + Cl2 →2NaCl
Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются изменением степени окисления элементов и состоят из двух противоположенных процессов, непрерывно связанных друг с другом,- процессов окисления и восстановления.
Восстановитель - это элемент, который отдает электроны.
Окислитель - это элемент, который принимает электроны.
Процесс отдачи электронов молекулой, атомом, ионом называется окислением, например,
Fe0 - 3 ē → Fe+3
Процесс принятия электронов молекулой, атомом, ионом называется восстановлением, например, P0 +5 ē →P+5
Восстановитель, отдавая электроны, окисляется, а окислитель, принимая их, восстанавливается.
Упражнение. Какой процесс (окисление или восстановление) изображен следующими схемами? C0→C+4 Cu+2 → Cu0
S0→S-2 Cu0→Cu+2
S+4→S+6 S-2→S+4
S0→S+4 K0→K+1
Если в ОВР участвуют простые вещества, молекулы которых образованы несколькими атомами (N2, H2,O2, C, l2,Br2 ), то в электронном балансе число приобретенных и отданных электронов рассчитывают с учетом числа атомов в молекуле.
Cl20+2 ē →2Cl-1
2H+1+2 ē →H20
В окислительно- восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т.е. соблюдается электронный баланс. Метод электронного баланса применяют для записей электронных уравнений процессов окисления и восстановления.
Демонстрация опыта восстановления меди из оксида меди (II) углеродом.
Расставим коэффициенты в данной реакции, схема которой CuO+C →Cu +CO2, методом электронного баланса.
Определяют элементы, изменяющие степень окисления: Cu+2O-2 +C0 → Cu0+C+4O2-2
В данной схеме изменяют степень окисления медь и углерод, а кислород имеет одинаковую степень окисления и в левой и в правой частях.
Составляют схемы окисления и восстановления.
Cu+2 → Cu0, процесс окисления – схема 1.
C0 → C+4 , процесс восстановления – схема 2.
Уравнивают заряды. В левой части схемы I заряд равен +2, в правой - 0, следовательно, в левую часть добавляют 2 ē. В схеме II в левой части заряд равен 0, а в правой – (+4), поэтому из левой части отнимают 4 ē.
Количество отданных и принятых электронов всегда одинаково, поэтому, чтобы сбалансировать, уравнять их, находят наименьшее общее кратное и дополнительные множители, в нашем случае НОК = 4, числа 2 и 1, называемые множителями, выносят за вертикальную черту.
Схема I: 2 Cu+2 + 2 ē → Cu0число отданных электронов: 2•2 ē =4 ē
Схема II: 1 C0 - 4 ē → C+4 число принятых электронов: 1•4 ē =4 ē
Определяют стехиометрические коэффициенты, которые будут стоять перед формулами веществ в молекулярном уравнении.
Подсчитывают число атомов Cu+2, для этого множитель 2 умножают на коэффициент, который стоит перед Cu+2, т.е. на единицу: 2 • 1 Cu+2 =2 Cu+2. Эта запись показывает, что в реакцию вступают 2 атома меди.
Теперь множитель 2 умножают на коэффициент, стоящий перед Cu0, т.е. на единицу: 2•1 Cu0= 2 Cu0. Эта запись показывает, что в результате реакции образуется 2 Cu0.
Такие же действия производятся и в схеме II: 1•1С0 = 1C0; 1•1 C+4 =1 C+4 в составе C+4O2-2
Итоговое молекулярное уравнение 2Cu+2O-2 +C0 → 2Cu0+C+4O2-2.
Таким образом, электронные уравнения позволяют определять коэффициенты перед окислителем и восстановителем.
Зная формулу вещества и определив степени окисления атомов химических элементов в нем, нетрудно предсказать, какие свойства будет проявлять каждый элемент и вещество в целом:
Если в соединении элемент находится в минимальной степени окисления – соединение (частица) выступает в роли восстановителя.
Если в соединении элемент находится в максимальной степени окисления – соединение (частица) выступает в роли окислителя.
Если в соединении элемент находится в промежуточной степени окисления – соединение (частица) может выступить и окислителем – понизить степень окисления, и восстановителем – повысить степень окисления. Все зависит от условий протекания реакции, а также от тех соединений, с которыми реагирует.
Приведем примеры важнейших восстановителей и окислителей:
1. Окислители . Неметаллы – простые вещества (Cl2, Br2, O2), кислородсодержащие кислоты и их соли (KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7, H2SO4, HNO3), водород в степени окисления +1(преимущественно в растворах кислот, или воды), ионы металлов, находящиеся в высшей степени окисления.
2. Восстановители. Активные металлы, некоторые неметаллы (H2, C,P,Si), бескислородные кислоты и их соли, гидриды, содержащие ион Н-1, ионы металлов в низшей степени окисления(Sn2+, Fe2+, Cu+, Hg2+).
Упражнения. Расставьте коэффициенты в схемах уравнений химических реакций с помощью электронного баланса. Назовите окислитель и восстановитель.
Al +S →Al2S3
N2+H2 →NH3
NO+O2 → NO2
Cl2 +KI →KCl +I2
CuS + O2→ CuO +SO2
Закрепление.
Что нового вы узнали в сегодняшнем уроке?
Все ли химические реакции являются окислительно-восстановительными?
Для чего составляют электронные уравнения (электронный баланс)?
Домашнее задание. Параграф 43 упр. 1, 3 стр. 235. ( по учебнику Габриелян О.С.)
