Урок 20 Тема. Значення окисно-відновних реакцій. - Хімія 9 клас - Середня школа - Каталог статей - Учительська світлиця
Головна » Статті » Середня школа » Хімія 9 клас

Урок 20 Тема. Значення окисно-відновних реакцій.


Урок 20
  Тема. Значення окисно-відновних реакцій.
Мета: розширити та   систематизувати знання про окисно­
відновні реакції та   їх значення у  природі й   у житті лю ­
дини; закріпити навички складання електронного ба­
лансу для окисно ­відновних реакцій, а  також уміння
визначати окисник і   відновник за  рівнянням хімічної
реакції; розвивати вміння аналізувати та  узагальню ­
вати інформацію.
обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделє­
єва, таблиця відносних електронегативностей хімічних
елементів.
Базові поняття
та  терміни:
окисно­відновні реакції, ступінь окиснення, електро ­
негативність,  окиснення,  відновлення,  приймання
та  втрата електронів, окисник, відновник, метод елек­
тронного балансу.
Тип уроку: урок узагальнення та  систематизації знань.
Методи
навчання:
словесні, репродуктивні, частково пошукові, практичні
(виконання вправ), методи контролю.
структура уроку
     I.     Організаційний     етап    ................................. 1     хв
     II.     Перевірка      домашнього      завдання ........................ 7     хв
    ІII.     Актуалізація      опорних     знань ........................... 2     хв
     IV.     Узагальнення     та     закріплення     знань .................... 30     хв
     V.     Домашнє      завдання ...................................2     хв
    VI.     Підбиття      підсумків      уроку     ............................. 3     хв
хід уроку
I.   о рганізаційний етап
II.  Перевірка домашнього завдання
Перевіркаf виконанняf письмовихf завдань f (усно f або f наf дошці) f f
Учням,     що     відповідають,      додатково      задаються      теоретичні     запитання.
Експрес-контрольf (за f варіантами) f f
Приклади завдань одного варіанта
1.    Напишіть     визначення      таких      понять:
а)      окисно-відновні      реакції,
б)      відновлення,
105
в)      окисник.
2.     У     процесі      окиснення     ступінь      окиснення     елемента     змінюється      так:
а)      збільшується,
б)      зменшується;    
в)      не     змінюється.
3.    Запишіть      число      електронів,      яке      було     прийнято      або      віддано      атомом    
елемента     у     такій      схемі:
а)      HH2
0
2 _______→
+
;    
б)      NN−+→
35_______ .
4.    Укажіть      тип      процесу,     який     представлено      напівреакцією    
OO2
022 _______→

:
а)      окиснення;     б)      відновлення.
ІII.   Актуалізація опорних знань
Бесіда f f
1.    Як      визначити,     чи     належить      реакція      до     окисно-відновних?
2.    Чи      можливий     процес     окиснення     без     відновлення?
3.    Наведіть      приклади      окисно-відновних      реакцій      у     природі      й     побуті.
Учитель     повідомляє      тему     уроку,     визначає     спільно      з      учнями      мету    
уроку.
IV.  Узагальнення та  закріплення знань
1.     Значення    окисно-відновних    реакцій
Розповідь f учителя f f
Окисно-відновні      реакції     мають     велике     значення      в      живій      і      неживій    
природі,     а     також     у     практичній     діяльності     людини.     Вони     лежать     в     основі    
багатьох     процесів     життєдіяльності,     за      їх      допомогою     живі     організми      запа-сають      енергію,     переробляють      речовини,      що     надходять      із      навколишнього    
середовища.     У     сучасній     хімії     окисно-відновні      реакції     —     один     із      головних     
методів     добування     нових      речовин.     За     допомогою     цих      реакцій      добувають    
метали,      кислоти,     ліки,     барвники.
Завдання f для f закріпленняf знань f f
Використовуючи    електронний    баланс,     доберіть     коефіцієнти     для     реакцій     
і     вкажіть      окисник     та     відновник.
Горіння палива
а)      C     +     O
2
     →     CO
2
;          б)      CH
4
     +     O
2
     →     CO
2
     +     H
2
O.
Відновлення металів
а)      FeO      +     C     →     Fe     +     CO
2
;     б)      ZnO      +     CO     →     Zn     +     CO
2
;
в)      WO     +     H
2
     →     W     +     H
2
O.
Добування важливих речовин
а)      H
2
     +     Cl
2
     →     HCl;          б)      N
2
     +     H
2
     →     NH
3
;
в)      Na     +     H
2
O     →     NaOH      +     H
2
;     г)      Ca     +     HCl     →     CaCl
2
     +     H
2
;
д)      HgO     →     Hg     +     O
2
.
106
Розповідь f учителя f f
Загальна     кількість     окисно-відновних      реакцій      у     природі      величезна      й     не    
піддається    обліку.    Найважливішу    роль    у    нашому     житті    відіграють     процеси,    
які    супроводжуються     перетвореннями     енергії,     її     переходами     з    однієї     форми    
в    іншу.     В    одних     процесах    живі    організми     запасають     енергію,    в    інших     —    ви-трачають      її.     Основне      джерело     енергії     на     Землі      —     сонячне      світло.     Під     дією    
світла      в      зелених      рослинах     відбувається     перетворення     вуглекислого     газу    
та     води     на     глюкозу     й     кисень     (фотосинтез).      Він     включає     десятки      хімічних    
реакцій,     однак      сумарне      рівняння     просте:
6CO
2
     +     6H
2
O     →     C
6
H
12
O
6
     +     6O
2
.
У    результаті    фотосинтезу     світлова     енергія     перетворюється     на    хімічну      —    
енергію     зв’язків     у    молекулах    глюкози.    Глюкоза    надходить     в    організм    тварин    
із     їжею.     Коли    вона    окиснюється    киснем    повітря     до    вуглекислого    газу    і    води,     
запасена     в      ній     енергія      виділяється.     Формально     ця     реакція      є      оборотною    
процесу      фотосинтезу.     Окисником     тут      є     кисень,      а     відновником     —     Карбон    
у     складі     глюкози.
2.     Речовини    —    окисники
Бесіда f f
1.     Чи      завжди     елементи     бувають      тільки     окисником?      тільки     відновником?
2.    Чи      існують      такі      речовини,      які     можуть     бути     тільки     відновником?     
тільки     окисником?
3.    У    якому    ступені     окиснення    елементи     можуть    виявляти     властивості:     
а)      тільки     окисні;      б)      тільки     відновні;     в)      й     окисні,      і     відновні?
Пропонуємо     два     варіанти    надання    додаткової    інформації    про     окисники     
і     відновники:
1)     повідомлення     учнів     (або     проекти     учнівських    груп),     2)     розповідь     учи -теля,      під     час     якої     учні     складають     у     зошитах     узагальнюючі      схеми.
Розповідь f учителя f f
Розглянемо     найбільш      важливі     окисники      та     відновники.      Окисні     влас-тивості     найбільш      виражені      у     типових     неметалів      (галогени,     кисень,      сірка),    
а     також     у     деяких     складних      речовин,     які     містять     елементи      у     найвищому     
ступені      окиснення.
Найпоширеніший    на    Землі     окисник     —    кисень    O
2
.    Він    здатний     окисню -вати    багато    простих     і    складних     речовин,    переводячи    їх     в    оксиди.     Ці    реакції    
супроводжуються      виділенням      великої      кількості     теплоти.     При     цьому      сам     
кисень     відновлюється     до     нижчого     ступеня      окиснення     –2.
Найсильніший    окисник    серед     простих     речовин      —    фтор    F
2
.    Навіть    за     зви -чайних     умов     він     взаємодіє      з     більшістю      речовин,     причому     в     багатьох     випад -ках     із     вибухом,    а    при     нагріванні    окиснює    навіть    благородні    метали     —    золото    
і    платину.    Фтор    унікальний     ще    й    тому,     що    це    єдина     речовина,     яка     за     жодних    
умов    не    може    бути    відновником.     Немає    такої     речовини,     що    могла     б    відняти     
електрони     у     атомів     Фтору,     тому     що     Фтор     не     виявляє      позитивного     ступеня     
окиснення.     При     відновленні      Фтор     здобуває     ступінь      окиснення     –1:
107
FF0
2
1
22 +→

e .
Серед      складних      речовин      також     трапляються     дуже     сильні     окисники.    
Вони     містять     елементи      у     вищих     ступенях     окиснення.     Дуже     сильний     окис-ник      —     концентрована     сульфатна     кислота,     в     якій     Сульфур     виявляє      вищий    
ступінь      окиснення     +6.     Найчастіше     при      відновленні      вона     перетворюється     
на     сульфур(IV)      оксид      SO
2
.      У      розведеному     розчині      сульфатна     кислота      —    
слабкий      окисник.
Інша     сильна    кислота      —    нітратна,    навпаки,    виявляє     окисні    властивості     
навіть    у    розведених    розчинах:     в    її     складі    наявний    атом    Нітрогену     у    найвищо-му    ступені     окиснення    +5.    Продукти    її     відновлення     залежать    від    концентрації    
кислоти      та     природи     відновника.      Суміш     концентрованої     нітратної     кислоти     
з     концентрованою     хлоридною     кислотою      називають     «царською     горілкою»,    
вона    окиснює    навіть    благородні    метали    (золото     і    платину).     Сильними     окис-никами      є     також     солі      нітратної     кислоти      —     нітрати.     Їх      часто      застосовують    
для      виготовлення      різноманітних     порохів.
У     лабораторіях     часто      застосовують     калій      перманганат     KMnO
4
.     Він     міс-тить    Манган    у    найвищому     ступені     окиснення    +7.    Крім    калій     перманганату     
в     лабораторіях     використовують      і     інші     сильні     окисники:     калій      дихромат     
K
2
Cr
2
O
7
,     гідроген     пероксид     H
2
O
2
,     хлор     Cl
2
     і     натрій     гіпохлорит     NaClO.
Завдання f для f закріпленняf знань f f
1.    Складіть      електронний     баланс,      визначте     окисник     і     відновник.
а)      NH
3
     +     F
2
     →     NF
3
     +     HF;
б)      H
2
S     +     H
2
O
2
     →     H
2
SO
4
     +     H
2
O;
в)      H
2
O
2
     +     KMnO
4
     +     H
2
SO
4
     →     O
2
     +     K
2
SO
4
     +     MnSO
4
     +     H
2
O;
г)      P     +     HNO
3
(конц.)      +     H
2
O     →     H
3
PO
4
     +     NO.
2.    Нітратна      кислота      є     сильним     окисником,      і     при      взаємодії     її      з     метала-ми     водень     практично     ніколи     не     виділяється.     Доберіть     коефіцієнти,    
використовуючи     метод      електронного      балансу.
а)      Zn     +     HNO
3
     (конц.)      →     Zn(NO
3
)
2
     +     NO
2
     +     H
2
O;
б)      Hg     +     HNO
3
     (розв.)     →     Hg(NO
3
)
2
     +     NO     +     H
2
O;
в)      Mg     +     HNO
3
     (дуже      розв.)      →     Mg(NO
3
)
2
     +     NH
4
NO
3
     +     H
2
O.
3.     Речовини    —    відновники
Відновні    властивості     характерні    для     багатьох    простих     речовин      —    водню,    
вуглецю,     металів,     а     також     для      сполук     елементів      у     найнижчих      ступенях    
окиснення.
Найпоширеніший    відновник      —    вуглець.    Його    широко    використовують     
у    металургії    для     добування     металів    із     оксидів.     Віднімаючи     від    оксидів     атоми     
Оксигену,      він     перетворюється      на     вуглекислий     газ     CO
2
     або      чадний     газ     CO:
PbO      +     C     →     Pb     +     CO;
2CuO     +     C     →     2Cu      +     CO
2
.
Інший    поширений    відновник      —    водень.     Як    і    вуглець,    при     нагріванні    він    
відновлює      з     оксидів      багато     металів,     перетворюючись     при      цьому      на     воду:
108
MnOHMn HO 22 2
22 +→+ .
Особливо     активний      водень     у     момент     виділення,     коли     він     утворюється    
в     реакційному     середовищі      (наприклад,      при      дії     цинку     на     хлоридну      кисло -ту)     і     виділяється      у     вигляді      атомів     H.     Атоми     Гідрогену      відновлюють     багато    
елементів      до     нижчого     ступеня      окиснення.
Сильні     відновні     властивості      виявляють     активні      метали:      лужні,     луж-ноземельні     та     алюміній.
У     лабораторних      умовах     як     відновники      використовують      сполуки,     що    
містять    елементи     в    низьких    ступенях    окиснення:    сірководень     H
2
S,     йодидну    
кислоту      HI.
Завдання f для f закріпленняf знань f f
1.    Для     розглянутих     реакцій      складіть     схеми      напівреакцій     окиснення    
та     відновлення.
2.     Складіть     електронний    баланс    та    закінчіть     рівняння    реакції,     визначте    
окисник     і     відновник.
а)      FeCl
3
     +     H
2
S     →     FeCl
2
     +     S     +     HCl;
б)      FeCl
3
     +     KI     →     FeCl
2
     +     I
2
     +     KCl.
3.    Проаналізуйте     узагальнюючі      схеми      «Окисники     і     відновники»,     які    
ви     склали.
відновники
Неметали
H
2
,     C,     Si
Метали
Na,     K,     Ca,     Al     тощо
Сполуки елементів у  низьких
ступенях окиснення
HS2
,     HI,     NH
3
,     FeCl
2
,     SnCl
2
,
CO,      HO22
,     CH
4
Неметали
F
2
,     Cl
2
,     O
2
,     S
Сполуки елементів у  високих
ступенях окиснення
KMnO
4
,  HSO
24,  SO
3
,  HNO
3
,
NO
2
,  KClO
3
,  HO22
окисники
типові окисники і  відновники
Робота f заf картками f f
Організовується      індивідуальна      робота     учнів      за      різнорівневими     завдан-нями     на     картках.     Учні     самостійно     вибирають     рівень     складності.      Учитель    
спостерігає,      консультує,      надає      допомогу.
Завдання .     Доберіть     коефіцієнти,     використовуючи     метод      електронного     
балансу.
орієнтовні варіанти рівнянь
Рівеньf А
1.    Mg      +     O
2
     →     MgO,
     KI      +     Cu(NO
3
)
2
     →     CuI      +     I
2
     +     KNO
3
.
2.    Bа     +     HBr      →     BаBr
2
     +     H
2
,
109
     MnS      +     HNO
3
     (конц.)      →     MnSO
4
     +     NO
2
     +     H
2
O.
3.    Li     +     N
2
     →     Li
3
N,
     NH
3
     +     SO
2
     →     N
2
     +     S     +     H
2
O.
4.    K     +     S     →     K
2
S,
     NaClO      →     NaClO
3
     +     NaCl.
5.    ZnO     +     C     →     Zn     +     CO
2
,
     HNO
2
     →     HNO
3
     +     NO     +     H
2
O.
6.    Al     +     Cl
2
     →     AlCl
3
,
     NH
3
     +     O
2
     →     NO     +     H
2
O.
7.    NaBr      +     Cl
2
     →     NaCl     +     Br
2
,
    H2
S     +     O
2
     →     SO
2
     +     H
2
O.
Рівеньf В
1.     Na
2
S
2
O
3
     +     H
2
SO
4
     →     Na
2
SO
4
     +     SO
2
     +     S     +     H
2
O.
2.     Cr
2
O
3
     +     KNO
3
     +     KOH     →     K
2
CrO
4
     +     KNO
2
     +     H
2
O.
3.         FeSO
4
     +     KMnO
4
     +     H
2
SO
4
     →     Fe
2
(SO
4
)
3
     +     K
2
SO
4
     +     MnSO
4
     +     H
2
O.
4.     H
3
PO
3
     +     KMnO
4
     +     H
2
SO
4
     →     H
3
PO
4
     +     MnSO
4
     +     K
2
SO
4
     +     H
2
O.
V.   Домашнє завдання
Виконати      завдання     за      підручником.
VI.  Підбиття підсумків уроку

Категорія: Хімія 9 клас | Додав: uthitel (05.10.2014)
Переглядів: 2028 | Рейтинг: 0.0/0
Всього коментарів: 0
Ім`я *:
Email *:
Код *: