"Окислительно-восстановительные реакции" 8 класс

Категория: Химия.

"Окислительно-восстановительные реакции" 8 класс

Цель: 1) Дать учащимся понятие об окислении и восстановлении: рассмотреть

сущность окислительно – восстановительных реакций, их взаимосвязь: 2) сформировать представление о сущности химических реакций, найти взаимосвязь между структурой вещества и его свойствами: 3) обобщить строение веществ и их свойства, выработать умение по составлению простых уравнений методом электронного баланса, привести в систему накопленные знания о типах химических реакций.

Оборудование: модели различных типов хим. связи и кристал. решеток, таблица, отражающая зависимость св-в веществ от типа кристаллической решетки.

Ход урока:

1. Организационный момент. Проверить наличие принадлежностей. Конспект лежит на каждой парте, отложить в сторону. В тетрадях записывают тему» Окислительно -восстановительные реакции».

2. Девиз урока: 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 учитель:

A)Fe + CuCL₂ -----

Б) СаСОз + НСl -----

В) Си +0₂ —-Г) NaOH+ HC1 – Д)Си(ОН)₂. . . . . .

Задание 2. Рассмотрите данные уравнения реакций с точки зрения изменения степени окисления элементов (Делаем вывод о том, что собой представляют окислительно -восстановительные реакции).

2 Формирование понятия «окисление». Процесс отдачи электронов – окисление

Na°-e^---Na⁺ S°-4e^---S⁺⁴

Mg°-2e^---Mg⁺² P°-5e^---P⁺⁵

3. Формирование понятия «восстановление». Процесс принятия электронов -

восстановление.

С1° + е ^- – С1 N⁰ + Зе" --N'³ 0°+ 2е^- – О"²

4. Взаимосвязь процессов окисления и восстановления.

В природе все процессы взаимосвязаны и взаимообусловлены. Без окисления нет восстановления и без восстановления не может быть окисления:

Zn° + Н⁺Сl^- – Zn⁺²C1^-₂ --+ Н₂°

Проставляем степени окисления элементов до и после реакции, выписываем те

элементы. Которые изменили степень окисления:

1. Zn° – 2е^-~Zn⁺² окисление

восстановитель

² Н⁺ + е" -– Н° восстановление

Окислитель

На основании закона сохранения массы веществ и следствия из него вытекающего, число принятых электронов равно числу отданных. Запомните! Дополнительные множители – это коэффициенты в уравнении химической реакции. 5. Объяснение повторяю еще раз.

3. Самостоятельная работа класса по конспекту (10 мин. )

Конспект.

1. Запомните! Процесс окисления – отдача электронов, а частица, отдающая электрон -

восстановитель (окисляется)

Mg° – 2е^- --Mg⁺² окисление

К⁰ –е^- – К⁺ окисление

2. Процесс восстановления – принятие электронов, а частица, принимающая электрон -

окислитель (восстанавливается).

О⁰ + 2е^-– -О^2-2

С°+4е^- --С^-4сстановление

Окислитель

3. Окислительно– восстановительные реакции (уравнения) составляются методом электронного баланса. Запомните порядок!

1) Запишите схему реакции: СиО + Н₂—Си + Н₂О

2) Проставьте степени окисления элементов до и после реакции (Си⁺², О^-2 Н°₂ Си⁰ ,Н⁺₂ O^-2

3) Подчеркните в уравнении элементы, изменяющие свою степень окисления.

4) Составьте отдельно схему процесса окисления – восстановления:

1 Си⁺² + 2е^-— Си⁰ восстановление

ок-ль

Н2⁰ – е^-2— 2Н⁺ окисление

восст-ль

5) Найдите общее кратное для принятых и отданных электронов . (2)

Запомните! Дополнительные множители – это коэффициенты в уравнении реакции.

4. Самостоятельное составление уравнения реакции, руководствуясь конспектом:

Mg + N₂ —Mg₃N₂

5. Задание на дом: п. 46, конспект.

• Назад
• Вперед