Уроки 9 кл.


[Введите название записи]
 

ОКИСНО – ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ (9клас)
ТЕМА:  Процеси окиснення, відновлення. Окисники , відновники.
МЕТА:  Сформувати уявлення про сутність процесів і відновлення та їх взаємозв’язок; визначити місце окисно - відновних реакцій серед основних типів хімічних реакцій; сформувати поняття „окисник ”, „відновник ”, „окиснення ”, „відновлення ”; розвивати вміння визначати ступінь окиснення елементів за формулами речовин; ознайомити учнів з окисно – відновними реакціями; навчити відрізняти окисно – відновні реакції за їх рівняннями; повторити і закріпити знання про реакції сполучення, заміщення, розкладу, обміну; розвивати пошуковий світогляд, вмінні порівнювати та робити висновки.

ОБЛАДНАННЯ Й РЕАКТИВИ: Періодична система хімічних елементів        Д.І. Менделєєва, таблиця відносних електронегативностей хімічних елементів, штатив з пробірками, натрій, вода.

ТИП УРОКУ: вивчення нового матеріалу

ФОРМИ РОБОТИ: бесіда, розповідь, пошуковий метод, інтерактивні види робіт, експериментальна робота, метод взаємоконтролю,виконання вправ, самостійно робота

МІЖПРЕДМЕТНІ ЗВ’ЯЗКИ:  біологія, валеологія, фізика,математика

ОЧІКУВАЛЬНІ РЕЗУЛЬТАТИ: учень
·        визначає ступінь окиснення елементів за формулою речовини, окисник і відновник, процеси окиснення і відновлення;
·        характеризує суть процесів окиснення і відновлення;
·        визначає місце окисну - відновних реакцій серед основних типів хімічних реакцій.

ХІД УРОКУ
І.   Організаційний момент
Види і форми діяльності вчителя й учня

Зміст уроку
Біля дошки учні виконують завдання:
1 – й учень
2 – й учень
3 – й учень
ІІ.  Актуалізація опорних знань
Визначити ступені окиснення елементів у сполуках:
а)  Cl2, HCl, HClO, Cl2O7, H2O2, BaH2, Ca3(PO4)2
б)  Fe, NaOH, H2SO4, P2O5, OF2, H2, Al(NO3)3
в)  O2, H2S, HPO3, NH3, H2O2, NaH, Fe(OH)3
Інтерактивна вправа   „ Мікрофон ”
(закінчити твердження)
1.     Ступінь окиснення – це…
2.     Сума ступенів окиснення всіх атомів у сполуках дорівнює   
3.     Сума ступенів окиснення атомів у складних йонах дорівнює….
4.     Ступінь окиснення атомів простої речовини дорівнює…
5.     Ступінь окиснення можна розрахувати виходячи з …… атома певного хімічного елемента або за ……хімічної речовини.
6.     Ступінь окиснення атома Флуору в сполуках дорівнює…
7.     Характерний ступінь окиснення атома Оксигену в складних речовинах дорівнює ….      (виняток……)
8.     Ступінь окиснення атома Гідрогену в складних речовинах дорівнює….   (виняток……….)
9.     Ступінь окиснення металів у сполуках завжди….
10.                       Ступінь окиснення атома, що притягує електрони....
11.                       Ступінь окиснення атома, що віддає електрони …
12.                       Визначити найвищий та найнижчий можливі ступені окиснення атома елемента можна за……
13.                       Ступінь окиснення металів ІІ групи головної підгрупи завжди…..
14.                       Атоми хімічних елементів ІV групи головної підгрупи виявляють ……….і……….. ступені окиснення.
15.                       Вищий ступінь окиснення атома Сульфуру в сполуках дорівнює….
16.                       Нижчий ступінь окиснення атома Сульфуру в сполуках дорівнює…
17.                       Хімічна реакція – це…
18.                       Кисень……. прості та складні речовини утворюючи оксиди.

Рефлексія
Які ви знаєте ознаки і типи хімічних реакцій
За співвідношенням кількості вихідних і отриманих речовин


1. Сполучення
2. Заміщення
3. Розкладу
4. Обміну

За агрегатним станом

1. Гомогенні
2. Гетерогенні

За наявністю каталізатора

1. Каталітичні
2. Некаталітичні

За оборотністю

1. Оборотні
2. Необоротні

За тепловим ефектом

1. Екзотермічні
2. Ендотермічні

Види і форми діяльності вчителя й учня

Зміст уроку
Біля дошки учні по черзі виконують завдання:
ІІІ. Вивчення нового матеріалу
Завдання:
-         закінчити рівняння реакцій;
-         визначити типи хімічних реакцій
-         визначити і записати ступені окиснення елементів у реагентах і продуктах реакцій:
1.     Mg+ O2 →
2.     Zn + HCl→
3.     HgO→
4.     CaCO3→
5.     KOH + HCl→
В яких з наведених реакцій:
А) відбувається зміна ступенів окиснення атомів хімічних елементів?   (1,2,3)
Б) Не відбувається зміна ступенів окиснення атомів хімічних елементів?   (4,5)
Висновок
Таким чином, за наявністю зміни ступенів окиснення атомів елементів усі хімічні реакції можна поділити на дві групи:
·        реакції, що відбуваються зі зміною ступенів окиснення  (такі реакції називаються окисно - відновними);
·        реакції, що відбуваються без зміни ступенів окиснення атомів хімічних елементів.
Постановка проблеми
До якого типу реакцій належать окисно відновні?
(Серед реакцій різних типів можна знайти окисно - відновні. Oдні й ті самі реакції можна розглянути з різних позицій)
Сьогодні ми починаємо вивчати новий тип хімічних реакцій – окисно-відновні реакції. Ми розглянемо процеси окиснення й відновлення, покажемо єдність цих протилежних процесів як властивість атомів віддавати і приєднувати електрони, ознайомимось з найважливішими окисниками й відновниками..
Постановка проблеми
Чим пояснюється зміна ступенів окиснення атомів хімічних елементів?
(Переходом або зміщенням електронів від частинок – атомів, молекул, йонів – до інших)
Отже, під час перебігу окисно-відновних реакцій відбувається одночасно два протилежні процеси: окиснення й відновлення.
Розповідь учителя
Будь – яку окисно–відновну реакцію можна уявити як сукупність двох взаємозалежних процесів (напівреакцій): окиснення й відновлення . Розглянемо, як змінюються ступені окиснення елементів у процесі окиснення та відновлення.
Оксиген – один із найелектронегативніших  хімічних елементів. Коли будь – який атом окиснюється, тобто приєднує атоми Оксигену, він віддає атомам Оксигену свої електрони .Отже, під. час  окиснення атом втрачає електрони, а так як вони заряджені негативно, то його ступінь окиснення збільшується. Наприклад:
4АІ0 + 3О02 → 2АІ2+3О3-2
АІ0 –3ē →2АІ+3
Отже, у рамках електронної теорії можна дати таке визначення:
·        Окиснення – це процес втрати електронів і збільшення ступеня окиснення;
Елемент, що втрачає електрони й тим самим підвищує свій ступінь окиснення, називається відновником. Речовину , що містить елемент – відновник, також називають відновником.
Процес, протилежний процесу окиснення, називається відновленням. Наприклад:

Cr2+3O3-2 + 3H20 = 2Cr0+3H2+1O-2
2Cr+3 +3ē∙2 → 2Cr0
·        Відновлення – це процес приєднання електронів і зменшення ступеня окиснення.
Елемент, що приймає електрони, а також речовину, до складу якої він входить, називається окисником.
Додаток 1
Складання опорного конспекту

Біля дошки  працюють учні
Повернімося до записаних на початку уроку окисно – відновних реакцій. Покажемо, як відбувається передача електронів від відновника до окиснока:

1.             2Mg0+ O20 = 2Mg+2O-2
2Mg0 –2∙2ē → 2Mg+2─ відновник Mg0,  окиснюється
O20 +2∙2ē → 2О-2     ─  окисникO20,  відновлюється

2.                                     Zn0 + 2H+Cl─ = Zn+2Cl2─ +H20↑
Zn0 ─2ē → Zn+2  ─  відновник Zn0,  окиснюється
 2H+  + 2∙ē → H20   ─  окисник, H+ відновлюється

3.             2Hg+2O-2 = 2Hg0 + O20
2Hg+2  + 2∙2ē → 2Hg0─окисник Hg+2, відновлюється
2O-2 –2∙2ē → O20   ─    відновник O-2,  окислюється
Постановки проблеми
Пояснити на цих прикладах, як окисно – відновні реакції доводять правильність закону збереження маси.
(Кількість електронів, що віддає відновник, дорівнює кількості електронів, приєднаних окисником)
Розповідь учителя
Хімічні елементи, що перебувають у найвищому ступені окиснення, можуть виявляти тільки окисні властивості, оскільки вони можуть тільки приймати електрони. Найвищий ступінь окиснення елемента дорівнює числу його валентних електронів, тобто збігається з номером групи, у якій елемент перебуває в Періодичній системі хімічних елементів.
Елементи в найнижчому ступені окиснення можуть бути тільки відновниками , оскільки вони можуть тільки віддавати електрони. Для металічних елементів найнижчий ступінь окиснення дорівнює нулю, що відповідає простим речовинам – металам. Найнижчий ступінь окиснення неметалічних елементів можна визначити , віднімаючи 8 від номера групи
Для багатьох елементів можливі й проміжні ступені окиснення . У проміжних ступенях окиснення елементи можуть як віддавати електрони, так і приймати їх, отже вони можуть виступати як окисниками так і відновниками.
(ознайомлення з таблицею: „Можливі ступені окиснення s-і р- елементів ” )
Виконання тренувальних вправ
Робота в групах
Група 1     
Група 2     
Група 3     
Група 4   

Виконання тестових завдань (у групах із взаємоперевіркою)

ІV.   Узагальнення й закріплення знань
Визначити окисник і відновник у таких реакціях:
1.         2H2 + O2 = 2H2O
2.         2K + S = K2S
3.         H2 + Cl2 = 2HCl
4.         2Al +3S = Al2S3

а) Завдання з однією правильною відповіддю:
1) Вкажіть кількість електронів, які беруть участь у процесі, що описуються електронно-іонним рівнянням    СІ+5 + ? ē  → СІ-1
     А   4;        Б   5;        В   6;          Г   8
2) Вкажіть ступінь окиснення Сульфуру, який одержали в результаті електронно-іонного рівняння
     S-2 -2 ē  → S-?
     А   -4;        Б   0;        В   +2;          Г   +4
3) При зміні ступеня окиснення Мангану +7 до +4 він:   
 А   віддає 3ē  ;        Б   приймає 2ē;        
В   віддає 4ē  ;        Г   приймає 3ē
б) Завдання з двома правильними відповідями:
4) Вкажіть електронні рівняння процесів окиснення Нітрогену:
А   N+5 +8ē  → N-3;        Б    N+2 +2ē  → N0;        
В    N0 -4ē  → N+4;        Г    N-3 -5ē  → N+2
5) Вкажіть формули сполук, у яких Сульфур може бути тільки відновником:
А   H2S;        Б   SO2;        В   S;          Г   H2SO4;     Д   ZnS
6) У реакції, що описується рівнянням                             AI2O3 + 3H2 → 2AI +3H2O
А   Алюміній у речовині AI2O3 окиснюється;
Б   Оксиген в речовині AI2O3 окиснюється;
В   Гідроген  у речовині Н2 окиснюється;
Г   Алюміній у речовин і AI2O3 відновлюється;
Д   Гідроген  у речовині Н2 відновлюється.
7) Вкажіть формули речовин, які в окисно-відновних реакціях виступають лише як відновники:
А   PH3;        Б   CI2;        В   Cr;     Г   KCIO3;    Д   H3PO4
в) Завдання на встановлення відповідності:
8) Встановіть відповідність між процесом зміни ступеня окиснення елемента і кількістю електронів, які беруть участь у цьому процесі:
Зміна ступеня окиснення
Участь електронів
1)       з 0 до +7;
2)       з -3 до +2;
3)       з +2 до +6
А   приймає 7ē;
Б   приймає  5ē;
В   віддає 7ē;
Г   віддає 5ē;
Д   віддає 4ē.



9) Встановіть відповідність між схемами окисно-відновних реакцій й електронно-іонними рівняннями:

Окисно-відновніт реакції
Електронно-йонні рівняння
1) 2ZnS + 3O2→2ZnO+2SO2
2)KMnO4→K2MnO4+MnO2+O2
А    Mn+7 -3ē  → Mn+4
Б    S-2 -4ē  → S+4
В   Mn+7 +3ē  → Mn+4
Г    S-2 -6ē  → S+4
Лабораторний дослід

„Живи в небезпеці!” – це одна із заповідей видатного англійського хіміка Гемфрі Деві. Учений ледве не позбувся очей, коли виділені ним уперше лужні метали зіткнулися з водою.
Давайте, дотримуючись правил техніки безпеки, прослідкуємо взаємодію натрію з водою. запишемо цей процес. Визначимо відновник і окисник.
Фронтальна бесіда
1.     Які реакції називаються окисно – відновними?
2.     Який процес називається процесом окиснення?
3.     Який процес називається процесом відновлення?
4.     Як називається елемент, що приймає електрони?
5.     Як називається елемент, що віддає електрони?
6.     Як визначити найвищий ступінь окиснення елемента?
7.     Як визначити найнижчий ступінь окиснення елемента?
8.     Що таке проміжний ступінь окиснення? навести приклади.


V.                Домашнє завдання
Опрацювати відповідний параграф підручника.
Підготувати повідомлення на тему «Найважливіші відновники й окисники у техніці»

Додаток 1

Найважливіші відновники та окисники













ТЕМА:  Складання рівнянь окисно – відновних реакцій. Поняття про електронний баланс.

МЕТА:  повторити зміст і взаємозв’язок процесів окиснення та відновлення; визначити місце окисно – відновних реакцій серед основних типів хімічних реакцій; розвивати навички і вміння складати рівняння окисно - відновних реакцій методом електронного балансу; закріпити знання про процеси окиснення та відновлення, визначати окисник і відновник за рівняннями хімічних реакцій; розвивати вміння аналізувати та узагальнювати інформацію.

ОБЛАДНАННЯ Й РЕАКТИВИ: Періодична система хімічних елементів        Д.І. Менделєєва, таблиця відносних електронегативностей хімічних елементів.

ТИП УРОКУ: комбінований

ФОРМИ РОБОТИ: бесіда, розповідь, пошуковий метод, інтерактивні види робіт, метод взаємоконтролю,виконання вправ, самостійна робота

МІЖПРЕДМЕТНІ ЗВ’ЯЗКИ:  біологія, валеологія, фізика,математика

ОЧІКУВАЛЬНІ РЕЗУЛЬТАТИ: учень
·        визначає ступінь окиснення елементів за формулою речовини, окисник і відновник, процеси окиснення і відновлення;
·        розрізняє рівняння окисно відновних реакцій від інших типів хімічних реакцій;
·        застосовує метод електронного балансу для правильного розміщення коефіцієнтів у рівняннях окисно – відновних реакцій.
ХІД УРОКУ
І.   Організаційний момент
Види і форми діяльності вчителя й учня

Зміст уроку
Біля дошки учні виконують завдання:



1 – й учень
2 – й учень
3 – й учень
4 – й учень
ІІ.  Перевірка домашнього завдання
Із наведеного нижче переліку виписати напівреакції:
А)   окиснення;
Б)   відновлення
Доповнити схеми, указавши число відданих чи приєднаних електронів:
а)  H20 → 2H+
б)  Mn+7 → Mn+2
в)  N-3 → N+5
г)  Cu+2 → Cu0
Робота в групах



Група 1.     


Група 2.     


Група 3     


Група 4     

У кожному ряді речовин знайдіть ступінь окиснення елемента, що містить в усіх трьох речовинах. за ступенем окиснення визначте. в якій речовині цей елемент може бути тільки окисником, у якій – тільки відновником, а в якій здатен виявляти як окисні, так і відновні властивості:
а)   NaH,   H2,   HBr
б)   NH3,   NO2,   HNO3

а)   KCl,   Cl2,   HClO
б)   Fe,   FeCl2,   Fe2O3

а)   CF4,   CH4,   CO
б)   Cr2O3,   Cr,   K2Cr2O7

а)   PH3,   P2O3,   H3PO4
б)   H2S,   H2SO4,   SO2
Бесіда
ІІІ.   Актуалізація опорних знань
1)            Дати визначення поняттям:
-         окисник;
-         відновник;
-         окиснення;
-         відновлення
2)            В якому ступені окиснення елемент може виявляти властивості:
А)   тільки окисника;
Б)   тільки відновника;
В)   і окисника і відновника
Розповідь учителя










Складання алгоритму, підбирання коефіцієнтів методом електронного балансу








































Типи окисно - відновних реакцій
ІІІ. Вивчення нового матеріалу
Для розстановки коефіцієнтів у рівняннях окисно - відновних реакцій використовують метод електронного балансу.
Будь – яка окисно–відновна реакція супроводжується переносом електронів від відновника до окисника. У результаті хімічних реакцій електрони не виникають і не зникають, а лише переходять від одного атома до іншого, тому число електронів, відданих відновником, дорівнює числу електронів, прийнятих окисником. На цьому правилі базується метод електронного балансу. складаючи електронний баланс, бажано дотримуватися певного алгоритму.
Розглянемо використання цього методу на прикладі рівняння реакції окиснення амоніаку ( за наявності каталізатора Pt):

1)            Записуємо схему окисно–відновної реакції:

NH3 + O2 → NO +H2O

2)            Обчислюємо значення ступенів окиснення кожного елемента в реагентах та продуктах реакції:

N-3H3+1 + O20 → N+2O-2 + H2+1O-2

3)            Підкреслюємо у рівнянні реакції елементи, що  змінюють свій ступінь окиснення. Аналізуємо. які процеси окиснення чи відновлення з ними відбулися, складаємо рівняння напівреакцій окиснення і відновлення:
N-3  -5ē → N+2
O20 +2∙2ē → 2O-2

4)            Для того щоб зрівняти число відданих (5) і прийнятих (4) електронів (тобто скласти електронний баланс),  знайдемо найменше спільне кратне для цих чисел. Для 5 і 4 найменше спільне кратне дорівнює 20.

5)            Визначаємо базові коефіцієнти, на які необхідно помножити рівняння окиснення і відновлення, щоб кількість електронів, відданих відновником і приєднаних окисником, була однаковою. Для цього розділим найменше спільне кратне на число відданих (приєднаних) електронів:


                    N-3  -5ē → N+2        НСК    4
                O20 +2∙2ē → 2O-2        20      5

6)            Перенесемо коефіцієнти, отримані під час складання рівнянь напівреакцій, у сумарне рівняння реакції і поставимо біля сполук, які містять елемент, що змінив свій ступінь окиснення, інші коефіцієнти отримуємо методом підбирання (при цьому слід пам’ятати, що в таких реакціях Гідроген перевіряється передостаннім, а Оксиген - останнім):

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

7)            Укажемо процеси окиснення та відновлення , елемент окисник і елемент відновник, а в сумарному рівнянні – речовини, до складу яких вони входять. Отримуємо електронний баланс, оформлений таким чином:

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
                            Відновник     Окисник
     N-3  -5ē → N+2        НСК    4      окиснння,  відновник N-3
 O20 +2∙2ē → 2O-2        20      5    відновлення, окисник O20

Розрізняють три типи окисно – відновних ракцій:
1.     Міжмолекулярні.
2.     Внутрішньомолекулярні.
3.     Реакції диспропорціювання (самоокиснення - самовідновленя)
Міжмолекулярні окисно – відновні реакції ― це реакції, в яких окисник та відновник входять до складу різних речовин (А). Сюди також відносяться реакції між різними речовинами, в яких атоми одного й того самого елемента мають різні ступені окиснення (Б). Наприклад:
              А)   4АІ0 + 3О20 = 2АІ2+3О3-2
Б)   5НСІ-1 + НСІ+5О3 = 3СІ20 + 3Н2О

Внутрішньомолекулярні окисно – відновні реакції – це реакції, у яких окисник і відновник входять до складу однієї і тієї ж речовини. У цьому випадку атом з більшим позитивним ступенем окиснення буде окиснювати атом з меншим ступенем окиснення (А). Сюди також відносять реакції розкладу речовин, у яких атоми одного й того самого елемента мають різні ступені окиснення (Б). Наприклад:

А)   2КСІ+5О3-2 → 2КСІ-1 + 3О20
Б)   N-3H4N+3O2 → N20 + 2H2O

Реакції диспропорціювання (відсутність пропорційності, несумісність). Це реакції, які супроводжуються одночасним збільшенням і зменшенням ступеня окиснення одного й того ж елемента. При цьому з вихідної речовини утворюються сполуки, одна з яких містить атом з вищим, а друга – з нижчим ступенем окиснення. Наприклад:

3HN+3O2 → HN+5O3 + 2N+2O + H2O

Часто бувають випадки, коли в рівнянні є сполуки, до складу яких не входять елементи, що змінюють ступінь окиснення. У цих випадках коефіцієнти перед цими сполуками розставляють в останню чергу. Правильність коефіцієнтів можна перевірити з допомогою так званої контрольної суми. Зазвичай таку перевірку проводять за числом атомів Оксигену, тому що він входить до складу більшості сполук: сума атомів Оксигену в усіх реагентах має дорівнювати сумарному числу атомів Оксигену в продуктах реакції.
Робота в групах




1                                       група
2                                       група
3                                       група
4                                       група
lV.   Закріплення й узагальнення знань
Скласти електронний баланс, розставити коефіцієнти, визначити відновник і окисник, процес окиснення і відновлення. Визначити, до якого типу належить кожна з наведених реакцій:

AgNO3 → Ag +NO2 + O2
Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O
K2MnO4 + H2O → KMnO4 + MnO2 +KOH
H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl


Рефлексія
V.   Заключна частина уроку
5.1   Оцінювання роботи учнів на уроці
5.2   Підбиття підсумків роботи на уроці
·        Що нового ви дізналися на уроці?
·        Які труднощі виникли на уроці?
·        Чи задоволенні ви результатами роботи на уроці?
                               Домашнє завдання
Опрацювати відповідний параграф підручника.
Підготовити повідомлення на тему «Значення окисно – відновних реакцій у природі, житті людини, техніці».









ТЕМА:  Значення окисно – відновних реакцій  у природі й техніці
МЕТА:  визначити місце окисно – відновних реакцій серед основних типів реакцій; відпрацювати вміння визначати ступінь окиснення у формулах речовин, що беруть участь у реакції; удосконалити навички складання електронного балансу для окисно – відновних реакцій; розкрити роль окисно – відновних реакцій у природі та техніці; продовжувати розвивати в учнів науковий світогляд на основі знань про причино ― наслідкові  зв’язки, зв'язок та взаємозалежність речовин та процесів у живій природі; розвивати в учнів хімічну мову, пам'ять мислення (аналіз, синтез), уміння порівнював, виділяти головне та робити висновки.

ОБЛАДНАННЯ Й РЕАКТИВИ: Періодична система хімічних елементів        Д.І. Менделєєва, таблиця відносних електронегативностей хімічних елементів, таблиці найважливіших відновників і окисників, алгоритм складання електронного балансу, малюнки та схеми окисно – відновних процесів у природі і техніці.

ТИП УРОКУ: закріплення і вдосконалення знань, умінь і навичок.

ФОРМИ РОБОТИ: фронтальна бесіда, розповідь з елементами бесіди, інтерактивні види робіт, виконання вправ, самостійна робота

МІЖПРЕДМЕТНІ ЗВ’ЯЗКИ:  біологія, екологія, географія, фізика, математика.

ОЧІКУВАЛЬНІ РЕЗУЛЬТАТИ: учень
·        визначає ступінь окиснення елементів за формулою речовини, окисник і відновник, процеси окиснення і відновлення;
·        розрізняє рівняння окисно відновних реакцій від інших типів хімічних реакцій;
·        застосовує метод електронного балансу для правильного розміщення коефіцієнтів у рівняннях окисно – відновних реакцій.
ХІД УРОКУ
І.   Організаційний момент
Види і форми діяльності вчителя й учня

Зміст уроку
Інтерактивний прийом „Вибери головне, або ворожіння на ромашці ”
ІІ.  Актуалізація опорних знань
На дошці заздалегідь підготовлена „ромашка ” із завданнями на зворотному боці кожного пелюстка. По одному учні знімають пелюстки й читають завдання. Хто одразу не може відповісти, то звертається до іншого учня.
Пелюстки із завданням
Пояснити значення таких термінів:
·          окисно – відновна реакція;
·          відновлення;
·          окиснення;
·          окисник;
·          відновник;
·          ступінь окиснення елемента;
·          проміжний ступінь окиснення елемента;
·          найвищий ступінь окиснення елемента;
·          найнижчий ступінь окиснення елемента.

Розповідь учителя
ІІІ.   Вивчення нової теми
Окисно – відновні процеси належать до числа найбільш розповсюджених хімічних реакцій і мають величезне значення в живій та неживій природі, у практичній діяльності людини.
Дихання, засвоєння вуглекислого газу рослинами з виділенням кисню, обмін речовин і ряд інших хімічних процесів в своїй основі є окисно – відновними реакціями.
Загальна кількість окисно – відновних реакцій у природі величезна і не піддається обліку. Найважливішу роль в нашому житті відіграють процеси, які супроводжуються перетвореннями енергії, її переходом з однієї форми в іншу. В одних процесах живі організми запасають енергію, в інших – витрачають її. Основне джерело енергії на Землі – сонячне світло. Під дією світла в зелених рослинах відбувається перетворення вуглекислого газу та води на глюкозу й кисень (процес фотосинтезу). Цей процес включає десятки хімічних реакцій, однак сумарне рівняння просте:
У процесі фотосинтезу світлова енергія перетворюється на хімічну – енергію зв’язків у молекулі глюкози.
Глюкоза надходить в організм тварини з рослинною їжею. Коли вона окислюється киснем повітря до вуглекислого газу й води , запасена в ній енергія виділяється:
Формально ця реакція є оборотною процесу фотосинтезу: окисником тут є кисень, а відновником  - Карбон у складі глюкози.
Ок5исно – відновні реакції всюди. Якщо ви в це не вірите, я думаю. до кінця уроку ви зміните свою думку.
А зараз представлення ваших прикладів окисно відновних реакцій.
Повідомлення учнів:
1 –й учень

Розгляньте виверження вулкану (демонструє слайд):
у районі дії вулканів і на дні кратерних озер утворюються поклади самородної сірки, що утворюється внаслідок окиснення сірководню:
,
а також його взаємодія з сірчистим газом:
2 – й учень
Під час грозових розрядів (демонстрація слайду) відбуваєтьсч зв’язування атмосферного азоту киснем повітря з утворенням нітроген (ІІ) оксиду, який далі перетворюється на нітроген (ІV) оксид, і на землю ллються кислотні дощі.
N2 + O2 → 2NO
2NO + O2 → 2NO2
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
Кислоти, які утворюються, попадають з атмосферними опадами в грунт, де перетворюються в нітрати і нітрити. Завдяки цим процесам від 4 до 15 кг атомів Нітрогену потрапляє на гектар землі нарік.
3 – й учень
На окисно – відновних реакціях в аналітичній хімії засновані методи об’ємного аналізу: перманганатометрія, йодометрія та інші, окисно – відновні процеси відіграють важливу роль при контролюванні виробничих процесів і наукових досліджень. Наприклад, дану реакцію використовують для визначення міді в сплавах та рудах, вона відбувається в разі взаємодії двовалентного Купруму з калій йодидом:
2CuSO4 + 4Kl → 2CuI↓ + I2 + 2K2SO4
При цьому купрум (І) іодид випадає в осад, а рідина стає бурого кольору
4 – й учень
За кімнатної температури на повітрі мідь вкривається захисною плівкою (демонстрація слайду), склад якої залежить від умісту домішок повітря. У вологому повітрі утворюється суміш купрум (І) оксиду з купрум (ІІ) гідроксидом, згідно рівнянь
2Cu + O2 + 2H2O → 2Cu(OH)2
Cu(OH)2 + Cu → Cu2O + H2O
5 – й учень
Найсильніший окисник серед простих речовин – фтор F2. Навіть за звичайних умов він взаємодіє з більшістю речовин, причому в багатьох випадках із вибухом. а під час нагрівання окислює навіть благородні метали - срібло, 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 в атома Флуору, тому що Флуор не виявляє позитивного ступеня окиснення. Чи відомо вам, що в атмосфері фтору горить навіть вода?
2H2O + 2F2 → 4HF +O2
6 – й учень
З допомогою окисно – відновних реакцій можна відновити красу (демонстрація слайду). Старі картини, намальовані свинцевим білилом PbCO3, з часом  під дією сірководню повітря темніють у результаті утворення на поверхні чорної сполуки складу PbS. У процесі реставрації, їх „обновлюють” - промиваючи розчином гідроген пероксиду, і вони знову стають яскравими, внаслідок утворення сполуки свинцю білого кольору:
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O
Крім того, гідроген  пероксид у зв’язку  з нешкідливістю для людського організму широко використовується в харчовій промисловості для відбілювання шоколаду, оболонок у виробництві сосисок.
7 - й учень
Сірководень у присутності кисню повітря та вологи утворює на срібних контактах електроапаратури шар сульфідів, - це погіршує робочі її характеристики:
4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O
8 – й учень
Легенда приписує монаху Бертольду Шварцу відкриття, що мало неабияке значення в житті людства. Монах змішав сірку, селітру, вугілля та отримав ….порох. Селітра була калієва, а не натрієва, тому що натрієва селітра поглинає пари води і стає вологою:
2КNO3 + S + C =  K2SO4 + CO2 +N2
9– й учень
У лабораторії хлор часто добувають взаємодією перманганату калію з соляною кислотою, згідно реакції:
16НСІ + 2КМnO4 = 5CI2↑ +2KCI + 2MnCI2 + 8H2O
10 – й учень
Суміш бертолетової солі з різними горючими речовинами здатні вибухати під впливом удару. Тому бертолетову сіль застосовують для виготовлення запалів, у піротехніці для виготовлення сигнальних ракет, бенгальських вогнів, у сірниковій промисловості (демонстрація слайду).
Бертолетова сіль під час нагрівання за наявності каталізатора (MnO2) легко розкладається за схемою:
У разі нагрівання бертолетової солі без катализатора вона розкладається згідно рівняння:
4КCIO3 → 3KCIO4 + KCI
11 – й учень
Французька академія наук у 1775 році оголосила конкурс на кращий спосіб виробництва соди.  У 1791 – 1792 роках Лейблан запропонував спосіб, що впродовж 200 років став основним у промисловості, - прожарюванням суміші натрій сульфату з вапняком та вугіллям згідно рівняння:
Na2SO4 +C + CaCO3 → Na2CO3 + CaS +2CO2
12 – й учень
В автомобільному акумуляторі  (демонстрація схеми) відбувається реакція за такою схемою:
Pb + PbO2 + 2H2SO4 → 2PbSO4 + 2H2O
13 – й учень
Виробництво сульфатної кислоти здійснюється у три стадії, дві з яких окисно-відновні реакції:
І стадія: випалювання сульфідів, найчастіше піриту:
4FeS2 + 11O2 → 8SO2 + 2Fe2O3
ІІ стадія: одержанная сульфур (VІ) оксиду окисненням сульфур (IV) оксиду :
2SO2 + O2 → 2SO3
14 – й учень
Виробництво нітратної кислоти теж включає в себе  три стадії, усі з яких окисно-відновні реакції:
І стадія: одержання нітроген (ІІ) оксиду окисненням амоніаку:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
ІІ стадія: окиснення нітроген (IІ) оксиду до нітроген (ІV) оксиду:
2NO + O2 → 2NO2
ІІІ стадія: одержання нітратної кислоти з нітроген (ІV) оксиду:
4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3
15 – й учень
Різноманітні відновники  використовуються, в металургії, наприклад, для одержання заліза:
-         у доменних печах відбуваються процеси:
Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO
Fe2O3 + 3CO → Fe + 3CO2

-          щоб одержати чисте залізо використовують водень:
Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O
16 – й учень
На космічних кораблях потрібно квуглекислий газ перетворювати на кисень, для цього використовують калій над пероксид (К2О), перетворення відбувається згідно рівняння, яке є окисно – відновним:
4К2О + 2СО2 → 2К2СО3 + 3О2
Людина видихає за добу 1 кг (0,53 м3). Для перетворення його на кисень потрібно 3,2 кг К2О, а при цьому виділяється всього 1,1 кг (0,77 м3) кисень.

Заповнення учнями таблиці

lV.  Висновки
Значення окисно-відновних реакцій
У природі
У техніці
1. Фотосинтез.
2. Процеси дихання у рослин, тварин, людини.
3. Обмін речовин і енергії в живих організмах.
1. Горіння палива у двигунах внутрішнього згоряння і топках теплових  електростанцій.
2.     Одержакння металів, галагенів, лугів, кислот, солей.
3.     Одержання органічних речовин.
4.     очищення різних речовин (природних і стічних вод, газових викидів підприємств.

Учитель

V.  Підбиття підсумків уроку
Ми розглянули окисно-відновні реакції, що відбуваються в природі, а також лежать в основі виробничих процесів  одержання речовин, необхідних у різних галузях народного виробництва.
А тепер, наприкінці уроку, попробуйте дати відповідь на проблемне запитання: „Що було б у світі за відсутності окисно-відновних реакцій?”. (відповіді учнів)


Рефлексія

VІ.   Заключна частина уроку
5.1   Оцінювання роботи учнів на уроці
5.2   Підбиття підсумків роботи на уроці
·        Чи досягли ми поставленої мети?
·        Які труднощі виникли на уроці?
·        Над яким навичками, вміннями ще треба попрацювати?
                               Домашнє завдання
Опрацювати відповідний параграф підручника.



Комментариев нет:

Отправить комментарий

Подписаться на: Сообщения (Atom)