ОБОБЩЕНИЕ ПЕДАГОГИЧЕСКОГО ОПЫТА. Тема: ' Окислительно-восстановительные реакции' 8 класс

План- конспект открытого урока по химии в 8 классе по теме:

«Окислительно-восстановительные реакции»

Цели урока:

• познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окислений элементов - окислительно-восстановительными реакциями;

• охарактеризовать единство и непрерывность процессов окисления и восстановления;

• систематизировать знания о типах химических реакций, о степени окисления химических элементов.

Задачи урока:

Образовательная - рассмотрение сущности окислительно-восстановительных процессов, научить применять «степени окисления» для определения процессов окисления и восстановления. Научить учащихся уравнивать записи окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

Развивающая - формирование учебно-познавательной компетенции (постановка цели урока, составление плана урока, подведение итогов урока); б) умения анализировать (использование теории ОВР для объяснения результатов выполняемых заданий); в) умения сравнивать, систематизировать, обобщать (сравнение состава веществ, степеней окисления, входящих в них элементов и некоторых свойств, систематизация веществ, реакций по определенным признакам, объяснение), г) прогнозировать (прогноз окислительно-восстановительных свойств веществ на основании степеней окисления элементов). Формирование информационной компетенции - поиск и отбор необходимой информации, ее сохранение и передача (работа с текстом заданий, с таблицами, устной информацией, сохранения информации в виде записей в тетрадях, использование информационных технологий). Развитие речи (обогащение и усложнение словарного запаса при использовании химических номенклатуры и понятий).

Воспитательная - развитие компетентности в общении, опыта и готовности взаимодействия с другими людьми, сотрудничество в группе. Воспитание культуры знаковой записи химических процессов (ведение записей на доске и в тетрадях).

. Тип урока: комбинированный (урок + презентация).

Методы обучения:

• частично-поисковый - самостоятельная работа в группах, беседа с целью ответа на поставленные проблемные вопросы, фронтальный опрос. Урок включает в себя элементы ИКТ - презентация.

Контроль: оценочно-стимулирующий - тестирование.

Ход урока:

I. Организационный момент, актуализация знаний.

II. Проверка домашнего задания.

Даны вещества:

NaOH, MgCl₂, K₂CO₃, AlCl₃, H₃PO₄, K₂SO₄, HNO₃, CuSO₄, Zn(NO₃)₂.

В формулах этих веществ определите:

а) заряды ионов;

б) степени окисления всех химических элементов, входящих в состав.

III. Изучение нового материала. Целеполагание.

Рассмотрим ниже приведенные уравнения реакций.

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

2HCl +Zn = ZnCl₂ + H₂↑

Проставить степени окисления над элементами, входящими в состав реагирующих и образующихся веществ.

Поставить перед обучающимися проблемный вопрос: « Чем отличаются эти реакции?»

1. Слайд 2. Понятие ОВР.

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

^{+1 +5 -2 +1 -1 +1 -1 +1 +5 -2}

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

В этой реакции степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились.

^{+1-1 0 +2 -1 0}

2HCl +Zn = ZnCl₂ + H₂↑

А в этой реакции - взаимодействие соляной кислоты с цинком - 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

_{+1 0}

2H + 2ē → H₂

А каждый атом цинка - отдал два электрона

_{0 +2}

Zn - 2ē → Zn

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.

2. Слайды 3-4. Историческая справка.

Издавна ученые полагали, что окисление - это потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества), а восстановление - его приобретение. Но, после создания А.Лавуазье в 1777г. кислородной теории горения, к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением - их превращения под действием водорода. Тем не менее, в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

- простейшая реакция железа с соляной кислотой, в ней нет кислорода, тем не менее железо окисляется. В этой реакции окислитель - ион водорода - протон H⁺, а железо выступает в роли восстановителя. В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л.В. Писаржевским в 1914 г., окисление - процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции

^{0 0 +2 -1}

Zn + Cl₂ → ZnCl₂

атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.

3. Слайды 5-7. Восстановление.

Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами. Степень окисления при этом понижается.

Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, т.е. восстанавливаясь:

_{0 -1}

Cl + 1ē → Cl

атом хлора хлорид-ион

Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, которые при этом превращаются в атомы:

_{+2 0}

Cu + 2ē → Cu

ион меди (II) атом меди

Принимать электроны могут и положительные ионы, у которых при этом степень окисления понижается:

_{+3 +2}

Fe + 1ē → Fе

ион железа (IV) ион железа (II)

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называют окислителями.

4. Слайды 8-11. Окисление. Единство двух процессов.

Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами и молекулами. Например, атомы металлов, теряя электроны, превращаются в положительные ионы, т.е. окисляются:

_{0 +1}

Na - 1ē → Na

атом натрия ион натрия

Отдавать электроны могут отрицательные ионы:

_{-1 0}

Cl - 1ē → Cl

хлорид ион атом хлора

Терять электроны могут и некоторые положительные ионы с низшими степенями окисления:

_{+1 +2}

Cu - 1ē → Cu

ион меди (I) ион меди (II)

Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.

Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называются восстановителями.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот, т.е. окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления.

5. Слайды 12-17. Электронный баланс.

Суть метода электронного баланса заключается в следующем:

- подсчет изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции;

- элементы, степень окисления которых в результате происшедшей реакции не изменяется - не принимаются во внимание;

- из остальных элементов, степень окисления которых изменилась - составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов;

- для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное;

- найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса выглядит следующим образом:

подсчитать степень окисления каждого элемента → записать уравнение с указанием вычисленных степеней окисления → выделить элементы, степень окисления которых изменилась → составить электронный баланс → найти наименьшее общее кратное → вставить в уравнение найденные коэффициенты.

6. Слайд 19. Биологическое значение окислительно-восстановительных процессов.

Окислительно-восстановительные реакции являются самыми распространенными и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизни на Земле. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений и нервная деятельность человека и животных. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе. С их помощью получают аммиак, щелочи, азотную, соляную и серную кислоты и многие другие ценные продукты. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую в гальванических и топливных элементах и аккумуляторах. Они широко используются в мероприятиях по охране природы.

IV. Закрепление материала.

Тест ( парная работа) со взаимопроверкой.

№

I вариант

II вариант

1

К окислительно-восстановительным реакциям не относится реакция, представленная схемой:

А) N₂ + 3Н₂ = 2NН₃

Б) Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

В) MgCO₃ = MgO + CO₂ ↑

Г) 2CuO = 2Cu + O₂↑

К окислительно-восстановительным реакциям относится реакция, представленная схемой:

А) H₂O + CaO = Ca(OH)₂

Б) H₂O + N₂O₅ = 2HNO₃

В) Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂

Г) CuO + H₂ = Cu + H₂O

2

В каком соединении степени окисления элементов равны -3 и +1

А) NF₃ Б) Cl₂O₃

В) NH₃ Г) AlCl₃

В каком соединении степени окисления элементов равны +3 и -2

А) NF₃ Б) Cl₂O₃

В) NH₃ Г) AlCl₃

3

Схема Na⁰ →Na⁺¹ отражает процесс:

А) окисления

Б) восстановления
В) нейтрализации

Г) диссоциации

Схема Сl⁰ → Сl^-1 отражает процесс:

А) окисления

Б) восстановления
В) нейтрализации

Г) диссоциации

4

Восстановительные свойства простых веществ, образованных элементами второго периода, с увеличением заряда ядра:

А) уменьшаются

Б) усиливаются

В) изменяются периодически

Г) не изменяются

Окислительные свойства простых веществ, образованных элементами седьмой группы, главной подгруппы с увеличением заряда ядра:

А) уменьшаются

Б) усиливаются

В) изменяются периодически

Г) не изменяются

V. Подведение итогов и рефлексия.

- на уроке я узнал…

- я научился …

- я понял …

VI. Домашнее задание: § 43 учебника, 1 уровень упр. 1,3,7; 2 уровень упр. 3,4,7,8.

VII. Выставление оценок. Взаимооценивание.

Литература:

О.С.Габриелян. Химия. 8 класс. М.Дрофа.2013.

О.С.Габриелян, И.П.Воскобойникова, А.В.Яшукова. Настольная книга учителя. Химия. 8 класс. М. Дрофа. 2012.