Nodarbības plāns: redoksreakcijas. Redoksreakcijas

2 Ķīmijas stunda 8.klasē par tēmu “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas”

Anotācija:Ķīmijas stunda par tēmu “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas” paredzēta 8. klases skolēniem. Nodarbībā tiek atklāti redoksreakciju pamatjēdzieni: oksidācijas pakāpe, oksidētājs, reducētājs, oksidēšana, reducēšana: tiek attīstīta spēja sastādīt redoksreakciju ierakstus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi.

Ķīmijas stunda 8. klasē par tēmu

"Oksidācijas-reducēšanās reakcijas"

NODARBĪBAS MĒRĶIS: veidot zināšanu sistēmu par redoksreakcijām, iemācīt veikt ORR ierakstus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi.

NODARBĪBAS MĒRĶI:

Izglītojoši: aplūkot redoksprocesu būtību, iemācīt izmantot “oksidācijas pakāpes” oksidēšanās un reducēšanās procesu noteikšanai; iemācīt skolēniem izlīdzināt redoksreakciju ierakstus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi.

Attīstošs: Uzlabot spēju pieņemt spriedumus par ķīmiskās reakcijas veidu, analizējot vielu atomu oksidācijas pakāpi; izdarīt secinājumus, strādāt ar algoritmiem, attīstīt interesi par priekšmetu.

Izglītojot: radīt vajadzību pēc kognitīvā darbība un vērtību attieksmi pret zināšanām; analizēt savu biedru atbildes, prognozēt darba rezultātu, novērtēt savu darbu; izkopt saskarsmes kultūru, darbojoties pāros “skolēns-skolēns”, “skolotājs-skolēns”.

Nodarbības veids: Nodarbība jauna materiāla apguvē.

Nodarbībā izmantotās metodes: Skaidrojošs vai ilustratīva.

Nodarbībā ieviestie jēdzieni: redoksreakcijas; oksidētājs; reducētājs; oksidācijas process; atveseļošanās process.

Lietots aprīkojumsun reaģenti:šķīdības tabula, periodiskā tabula D.I. Mendeļejevs, sālsskābe, sērskābe, cinka granulas, magnija skaidas, vara sulfāta šķīdums, dzelzs nags.

Darba forma: individuāls, frontāls.

Nodarbības laiks: (90 minūtes, 2 nodarbības).

Nodarbības progress

es . Organizatoriskais brīdis

II . Pārsegtā materiāla atkārtošana

SKOLOTĀJA: Puiši, atcerēsimies iepriekš pētīto materiālu par oksidācijas pakāpi, kas mums būs nepieciešams nodarbībā.

Mutiska frontālā aptauja:

Kas ir elektronegativitāte?

Kas ir oksidācijas stāvoklis?

Vai elementa oksidācijas skaitlis var būt nulle? Kādos gadījumos?

Kāds oksidācijas stāvoklis savienojumos visbiežāk ir skābeklis?

Atcerieties izņēmumus.

Kāds oksidācijas stāvoklis ir metāliem polārajos un jonu savienojumos?

Kā oksidācijas pakāpi aprēķina, izmantojot saliktās formulas?

Skābekļa oksidācijas pakāpe gandrīz vienmēr ir -2.

Ūdeņraža oksidācijas pakāpe gandrīz vienmēr ir +1.

Metālu oksidācijas pakāpe vienmēr ir pozitīva un pie maksimālās vērtības gandrīz vienmēr ir vienāda ar grupas numuru.

Brīvo atomu un atomu oksidācijas stāvoklis vienkāršas vielas ah vienmēr ir 0.

Visu savienojuma elementu atomu kopējais oksidācijas līmenis ir 0.

SKOLOTĀJA Lai nostiprinātu formulētos noteikumus, viņš aicina skolēnus aprēķināt - atrast elementu oksidācijas pakāpi vienkāršās vielās un savienojumos:

S, H2, H3PO4, NaHSO3, HNO3, Cu(NO2)2, NO2, Ba, Al.

Piemēram: Kāds būs sēra oksidācijas pakāpe sērskābē?

Molekulās algebriskā summa Elementu oksidācijas pakāpe, ņemot vērā to atomu skaitu, ir 0.

H 2 +1 S x O 4 -2

(+1) * 2 +X *1 + (-2) . 4 = 0

X = + 6

H 2 +1 S +6 O 4 -2

III . Jauna materiāla apgūšana

SKOLOTĀJA: Klasifikācijas dažādība ķīmiskās reakcijas pēc dažādiem raksturlielumiem (reaģējošo un veidojošo vielu virziens, skaits un sastāvs, katalizatora izmantošana, termiskais efekts) var papildināt ar vēl vienu funkciju. Tā ir zīme – atomu oksidācijas stāvokļa izmaiņas ķīmiskie elementi, veidojot reaģējošas vielas.

Pamatojoties uz to, tiek izdalītas reakcijas

Ķīmiskās reakcijas

Reakcijas, kas notiek ar reakcijas izmaiņām, kas notiek, nemainot elementu oksidācijas pakāpi.

Piemēram, reakcijā

1 +5 -2 +1 -1 +1 -1 +1 +5 -2

AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 (skolēns raksta pie tāfeles)

Ķīmisko elementu atomu oksidācijas pakāpes pēc reakcijas nemainījās. Bet citā reakcijā – mijiedarbība sālsskābe ar cinku

2HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 (students raksta pie tāfeles)

divu elementu, ūdeņraža un cinka, atomi mainīja oksidācijas pakāpi: ūdeņradis no +1 uz 0 un cinks no 0 uz +2. Tāpēc šajā reakcijā katrs ūdeņraža atoms saņēma vienu elektronu

2H + 2eH2

un katrs cinka atoms atdeva divus elektronus

Zn - 2е Zn

SKOLOTĀJA: Kādus ķīmisko reakciju veidus jūs zināt?

BRĪDINĀJUMS: ORR ietver visas aizvietošanas reakcijas, kā arī tās savienošanās un sadalīšanās reakcijas, kurās vismaz viena vienkārša viela.

SKOLOTĀJA: Definējiet OVR.

Ķīmiskās reakcijas, kuru rezultātā mainās ķīmisko elementu atomu oksidācijas pakāpe vai joni, kas veido reaģējošas vielas, sauc. redoksreakcijas.

SKOLOTĀJA: Puiši, mutiski nosakiet, kura no piedāvātajām reakcijām nav redokss:

1) 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) Na CL + AgNO 3 = NaNO 3 +AgCl↓
3) Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ­

4) S + O 2 = SO 2

STUDENTI: izpildīt uzdevumu

SKOLOTĀJA: Kā OVR piemērus mēs demonstrēsim šādu pieredzi.

H 2 SO 4 + Mg MgSO 4 + H 2

Apzīmēsim visu elementu oksidācijas pakāpi vielu - reaģentu un šīs reakcijas produktu formulās:

Kā redzams no reakcijas vienādojuma, divu elementu, magnija un ūdeņraža, atomi mainīja oksidācijas pakāpi.

Kas ar viņiem notika?

Magnijs no neitrāla atoma oksidācijas stāvoklī +2 pārvērtās par nosacītu jonu, tas ir, atteicās no 2e:

Mg 0 – 2е Mg +2

Pierakstiet savās piezīmēs:

Elementus vai vielas, kas nodod elektronus, sauc reducējošie līdzekļi; reakcijas laikā viņi oksidēt.

Nosacītais H jons +1 oksidācijas stāvoklī pārvērtās par neitrālu atomu, tas ir, katrs ūdeņraža atoms saņēma vienu elektronu.

2Н +1 +2е Н 2

Tiek saukti elementi vai vielas, kas pieņem elektronus oksidētāji; reakcijas laikā viņi atgūstas.<Приложение 1>

Šos procesus var attēlot diagrammā:

Sālsskābe + magnija magnija sulfāts + ūdeņradis

CuSO 4 + Fe (dzelzs nagla) = Fe SO 4 + Cu (jauks sarkans nags)

Fe 0 – 2 eFe +2

Cu +2 +2 eCu 0

Elektronu atteikšanās procesu sauc oksidēšanās un pieņemšana - restaurācija.

Oksidācijas procesa laikā oksidācijas stāvoklis paceļas, atveseļošanās procesā – iet uz leju.

Šie procesi ir nesaraujami saistīti.

SKOLOTĀJA: Pabeigsim uzdevumu saskaņā ar iepriekš aprakstīto piemēru.

Vingrinājums: Redoksreakcijām norādiet oksidētāju un reducētāju, oksidācijas un reducēšanas procesus un izveidojiet elektroniskus vienādojumus:

1) BaO + SO 2 = BaSO 3

2) CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu

3) Li + O 2 = Li 2 O 3

4) CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

II nodarbības daļa (2. nodarbība)

Elektroniskā līdzsvara metode kā OVR vienādojumu sastādīšanas veids

Tālāk mēs apsvērsim redoksreakciju vienādojumu sastādīšanu, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi. Elektronu līdzsvara metodes pamatā ir noteikums: kopējais elektronu skaits, no kuriem reducētājs atsakās, vienmēr ir vienāds ar kopējais skaits elektroni, ko iegūst oksidētājs.

Pēc skaidrojuma skolēni skolotāja vadībā sastāda OVR vienādojumus pēc skolotāja sastādītajiem plāniem šai stundai <Приложение 2>.

Atgādinājumi atrodas uz katra studenta galda.

SKOLOTĀJA: Starp mūsu pētītajām reakcijām redoksreakcijas ietver:

Mijiedarbība metāli ar nemetāliem

2Mg + O 2 = 2MgO

Oksidētājs O 2 +4e 2O -2 1 samazināšana

2. Mijiedarbība metāli ar skābi.

H 2 SO 4 + Mg = MgSO 4 + H 2

Reducētājs Mg 0 -2e Mg +2 2 oksidēšana

Oksidētājs 2O -2 +4e O 2 0 1 samazināšana

3. Mijiedarbība metāli ar sāli.

Cu SO 4 + Mg = MgSO 4 + Cu

Reducētājs Mg 0 -2e Mg +2 2 oksidēšana

Oksidētājs Cu +2 +2e Cu 0 1 samazināšana

Reakcija tiek diktēta, viens students pie tāfeles patstāvīgi sastāda reakcijas diagrammu:

H 2 + O 2 → H 2 O

Noteiksim, kuri elementu atomi maina oksidācijas pakāpi.

(H 2 ° + O 2 ° → H 2 O 2).

Sastādīsim elektroniskus vienādojumus oksidācijas un reducēšanas procesiem.

(H 2 ° -2e → 2H + – oksidācijas process,

O 2 ° +4e → 2O - ² - reducēšanas process,

H 2 ir reducētājs, O 2 ir oksidētājs)

Izvēlēsimies kopējo dividendi dotajam un saņemtajam e un koeficientus elektroniskajiem vienādojumiem.

(∙2| Н 2 °-2е → 2Н + - oksidācijas process, elements ir reducētājs;

∙1| O 2 ° +4e → 2O - ² - reducēšanas process, elements - oksidētājs).

Pārnesim šos koeficientus uz ORR vienādojumu un atlasīsim koeficientus citu vielu formulu priekšā.

2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O .

IV . Apgūtā materiāla nostiprināšana

Vingrinājumi materiāla nostiprināšanai:

Kura slāpekļa transformācijas shēma atbilst šim reakcijas vienādojumam?

4NH3 +5O2 → 4NO + 6H2O

1) N +3 → N +2 3) N +3 → N -3

2) N -3 → N -2 4) N -3 → N +2

2) Izveidot atbilstību starp atoma oksidācijas pakāpes izmaiņām sērs un matērijas pārveidošanas shēma. Pierakstiet ciparus bez atstarpēm un komatiem.

TRANSFORMĀCIJAS SHĒMA

A) H 2 S + O 2 → SO 2 + H 2 O

B) H 2 SO 4 + Na → Na 2 SO 4 + H 2 S + H 2 O

B) SO 2 + Br 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + HBr

OKSIDĀCIJAS STĀVOKĻA IZMAIŅAS

1) E +4 → E +6

2) E +6 → E -2

3) E +6 → E +4

4) E -2 → E +6

5) E -2 → E +4 atbilde (521)

3) Izveidot atbilstību starp transformācijas shēmu un oksidācijas pakāpes izmaiņām oksidētājs tajā.

TRANSFORMĀCIJAS SHĒMA

A) Cl 2 + K 2 MnO 4 → KMnO 4 + KCl

B) NH 4 Cl + KNO 3 → KCl + N 2 O + H 2 O

B) HI + FeCl 3 → FeCl 2 + HCl + I 2

GRĀDU MAIŅA

OKSIDIZĒŠANAS OksidĒTĀJS

1) E +6 → E +7

2) E +5 → E +1

3) E +3 → E +2

4) E 0 → E -1

5) E -1 → E 0 atbilde (423)

V. Nobeiguma vārds skolotājiem

Redoksreakcijas atspoguļo divu pretēju procesu vienotību: oksidāciju un reducēšanu. Šajās reakcijās reducētāju atdoto elektronu skaits ir vienāds ar oksidētāju pievienoto elektronu skaitu. Visu apkārtējo pasauli var uzskatīt par milzīgu ķīmisko laboratoriju, kurā katru reizi notiek ķīmiskas reakcijas, galvenokārt redoksreakcijas. otrais.

Ves . Atspulgs.

VIII . Mājas darbs: 43. §, 1., 3., 7. vingrinājums 234.–235. lpp.

Izmantotā literatūra:

1. Gabrieljans O.S. "Ķīmija. 8. klase: mācību grāmata. vispārējai izglītībai iestādēm. – M. : Bustard, 2010.

Oksidācijas-reducēšanas reakcijas. Homčenko G.P., Sevastjanova K.I. - No apgaismības, 1985. gads.

ATZĪMĒJUMS STUDENTIEM

Pielikums Nr.1

Svarīgākie reducētāji un oksidētāji

Restauratori		Oksidētāji
Metāli, N2, ogles, CO – oglekļa monoksīds (II) H 2 S, SO 2, H 2 SO 3 un sāļi HJ, HBr, HCl SnCl 2, FeSO 4, MnSO 4, Cr2(SO4)3 HNO 2 - slāpekļskābe NH 3 – amonjaks NO — slāpekļa oksīds (II) Aldehīdi, spirti, skudrskābe un skābeņskābe, Katods elektrolīzes laikā	Halogēni KMnO 4, K 2 MnO 4, MnO 2, K 2 Cr 2 O 7, K2CrO4 HNO 3 -slāpekļskābe H 2 O 2 – ūdeņraža peroksīds O 3 – ozons, O 2 H2SO4 (konc.), H2SeO4 CuO, Ag2O, PbO2 Cēlmetālu joni (Ag+, Au3+) FeCl3 Hipohlorīti, hlorāti un perhlorāti "Aqua Regia" Anods elektrolīzes laikā

Pielikums Nr.2

Kompilācijas algoritms ķīmiskie vienādojumi elektroniskā bilances metode:

1.Izveidojiet reakcijas diagrammu.

2. Noteikt reaģentos un reakcijas produktos esošo elementu oksidācijas pakāpi.

Atcerieties!

• Vienkāršu vielu oksidācijas pakāpe ir 0;

  Metālu oksidācijas pakāpe savienojumos ir vienāda ar

šo metālu grupas numurs (pares - III grupas).

Skābekļa atoma oksidācijas stāvoklis iekš

savienojumi parasti ir vienāds ar - 2, izņemot H 2 O 2 -1 un ОF 2.

Ūdeņraža atoma oksidācijas stāvoklis iekš

savienojumi parasti ir +1, izņemot MeH (hidrīdi).

Oksidācijas pakāpju algebriskā summa

elementi savienojumos ir 0.

3. Noteikt, vai reakcija ir redokss, vai tā norit, nemainot elementu oksidācijas pakāpes.

4. Pasvītrojiet elementus, kuru oksidācijas pakāpes mainās.

5. Sastādīt elektroniskos vienādojumus oksidācijas un reducēšanas procesiem.

6. Noteikt, kurš elements reakcijas laikā tiek oksidēts (tā oksidācijas pakāpe palielinās) un kurš elements tiek reducēts (samazinās oksidācijas pakāpe).

7. Diagrammas kreisajā pusē izmantojiet bultiņas, lai norādītu oksidācijas procesu (elektronu pārvietošanu no elementa atoma) un reducēšanas procesu (elektronu pārvietošanu uz elementa atomu)

8. Definējiet reducētāju un oksidētāju.

9.Sabalansējiet elektronu skaitu starp oksidētāju un reducētāju.

10. Noteikt koeficientus oksidētājam un reducētājam, oksidācijas un reducēšanas produktiem.

11.Pierakstiet koeficientu pirms vielas formulas, kas nosaka šķīduma vidi.

12.Pārbaudiet reakcijas vienādojumu.

3. pielikums

Patstāvīgs darbs pārbaudīt zināšanas

1. iespēja

1. Norādiet elementu oksidācijas pakāpi savienojumos, kuru formulas ir IBr, TeCl 4, SeF e, NF 3, CS 2.

2. Sekojošās reakcijas shēmās norādiet katra elementa oksidācijas pakāpi un sakārtojiet koeficientus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi:

1) F 2 + Xe → XeF 6 3) Na + Br 2 → NaBr

2) S + H 2 → H 2 S 4) N 2 + Mg → Mg 3 N 2

2. iespēja

1. Norādiet savienojumos esošo elementu oksidācijas pakāpi: H 2 S O 4, HCN, HN O 2, PC1 3

2. Aizpildiet oksidācijas-reducēšanas reakciju vienādojumus:

1) CI 2 + Fe → 2) F 2 + I 2 → 3) Ca + C → 4) C + H 2 →

Norādiet iegūto produktu elementu oksidācijas pakāpi.

3. iespēja

1. Norādiet oksidācijas pakāpi savienojumos, kuru formulas ir XeF 4, CC 1 4, PC1 b, SnS 2.

2. Uzrakstiet reakcijas vienādojumus: a) magnija šķīdināšana sērskābes šķīdumā; b) nātrija bromīda šķīduma mijiedarbība ar hloru. Kurš elements tiek oksidēts un kurš reducēts?

4. iespēja

1. Izveidojiet formulas šādiem savienojumiem: a) litija nitrīds (litija savienojums ar slāpekli); b) alumīnija sulfīds (alumīnija savienojums ar sēru); c) fosfora fluorīds, kurā elektropozitīvais elements uzrāda maksimālo oksidācijas pakāpi.

2. Uzrakstiet vienādojumus reakcijām: a) magnija jodīds ar bromu; b) magnija šķīdināšana bromūdeņražskābes šķīdumā. Katrā gadījumā norādiet, kas ir oksidētājs un kas ir reducētājs.

5. iespēja

1. Izveidojiet formulas šādiem savienojumiem: a) fluors ar ksenonu; b) berilijs ar oglekli, kurā elektropozitīvajam elementam ir maksimālais oksidācijas stāvoklis.

2. Sakārtojiet koeficientus, izmantojot elektroniskā bilances metodi, šādās diagrammās:

1) KI + Cu(N PAR 3 ) 2 → CuI + I 2 +KN PAR 3

2) MnS + HN PAR 3 ( konc. .) → MnS PAR 4 + N PAR 2 +H 2 PAR

6. iespēja

1. Norādiet katra elementa oksidācijas pakāpi savienojumos, kuru formulas ir Na 2 S O 3, KSO 3, NaCIO, Na 2 Cr O 4, N H 4 ClO 4, BaMn O 4.

2. Uzrakstiet vienādojumus reakcijām: a) litija jodīds ar hloru; b) litijs ar sālsskābi. Ievadiet visu elementu oksidācijas pakāpi un koeficientus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi.

7. iespēja

1. Aprēķināt mangāna, hroma un slāpekļa oksidācijas pakāpes savienojumos, kuru formulas ir KMnO 4, Na 2 Cr 2 O 7, NH 4 N O 3.

2. Norādiet katra elementa oksidācijas pakāpi un sakārtojiet koeficientus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi šādās diagrammās:

2) H 2 S O 3 + I 2 + H 2 O → H 2 S O 4 + HI

8. iespēja

1. Kāds ir oglekļa oksidācijas pakāpe oglekļa monoksīdā (IV) un vai tas mainās

Ķīmijas stunda par tēmu “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas”

11. klasē.

Sagatavots materiāls

Andželika Svetlana Jevgeņijevna,

pirmās kategorijas ķīmijas skolotājs

MAOU vidusskola Nr.211, Novosibirska

Mērķis: skolēnu zināšanu padziļināšana un gatavošanās olimpiādēm un vienotajam valsts eksāmenam.
Uzdevumi:
Izglītības mērķi:

Nostiprināt studentu zināšanas par redoksreakcijām; nostiprināt studentu prasmes oksidācijas-reducēšanās reakciju vienādojumu sastādīšanā

attīstīt prasmes redoksreakciju vienādojumu sastādīšanā

attīstīt prasmes oksidētāju un reducētāju identificēšanā

ķīmiski izglītotas personības veidošanās, kas ir gatava dzīvei pastāvīgi mainīgā vidē, tālākizglītība un pašizglītība.

Attīstības uzdevumi:

veicināt veidošanos un attīstību kognitīvā interese studentiem priekšmetā

prasmju veidošana, lai analizētu, salīdzinātu un vispārinātu zināšanas par tēmu.

Izglītības uzdevumi:

apzinātas nepieciešamības pēc zināšanām veicināšana;

rosināt aktivitāti un neatkarību, apgūstot doto tēmu, spēju strādāt grupā un spēju uzklausīt klasesbiedrus.

Nodarbības veids: nodarbība - vingrošana.

Veidlapa organizācijām izglītojošas aktivitātes : indivīds un grupa.

Aprīkojums Kabīne: dators, multimediju projektors, ekrāns, dokumentu kamera.

Mācību metodes:

Vispārējā metode (daļēja meklēšanas metode).

Konkrēta metode (verbālā – vizuālā – praktiskā).

Konkrēta metode (skaidrojums ar sarunas elementiem).

Nodarbības progress

Organizatoriskais brīdis

Tēmas vēstījums, nodarbības tēmas un mērķu noteikšana

1. Zināšanu atjaunināšana. Iepriekš iegūto zināšanu reproducēšana.

Skolotājs.

Kas ir redoksreakcijas?

Jebkurš ORR ir elektronu ziedošanas un pievienošanas procesu kopums.

Kā sauc elektronu atteikšanās procesu?

Elektronu atteikšanās procesu sauc oksidēšanās.

Kā sauc daļiņas, kas nodod elektronus?

Tiek sauktas daļiņas (atomi, molekulas vai joni), kas ziedo elektronus restauratori.

Skolotājs.

Oksidācijas rezultātā palielinās reducētāja oksidācijas pakāpe. Reducētāji var būt daļiņas ar zemāku vai vidēju oksidācijas pakāpi. Nozīmīgākie reducētāji ir: visi metāli vienkāršu vielu veidā, īpaši aktīvās; C, CO, NH 3, PH 3, CH 4, SiH 4, H 2 S un sulfīdi, ūdeņraža halogenīdi un metālu halogenīdi, metālu hidrīdi, metālu nitrīdi un fosfīdi.

Kā sauc elektronu pievienošanas procesu un daļiņas, kas pieņem elektronus?

Elektronu pievienošanas procesu sauc restaurācija. Tiek sauktas daļiņas, kas pieņem elektronus oksidētāji.

Skolotājs.

Reducēšanas rezultātā oksidētāja oksidācijas pakāpe samazinās. Oksidētāji var būt daļiņas augstākā vai vidējā oksidācijas pakāpē. Svarīgākie oksidētāji: vienkāršas vielas - nemetāli, kam ir augsta elektronegativitāte (F 2, Cl 2, O 2), kālija permanganāts, hromāti un dihromāti, slāpekļskābe un nitrāti, koncentrēta sērskābe, perhlorskābe un perhlorāti.

Darbošanās ar zināšanām, darbības metožu apgūšana jaunos apstākļos

Studenti veic oksidācijas stāvokļa testu (4. pielikums.)

Zināšanu un darbības metožu vispārināšana un sistematizēšana.

Skolotājs.

Ir trīs veidu redoksreakcijas.

Starpmolekulārā OVR - oksidētājs un reducētājs ir iekļauts sastāvā dažādas vielas, Piemēram:

Intramolekulāri OVR – oksidētājs un reducētājs ir vienas vielas daļa. Tā varētu būt dažādi elementi, Piemēram:

vai viens ķīmiskais elements dažādas pakāpes oksidēšana, piemēram:

Disproporcija (automātiskā oksidēšanās-pašdziedināšanās)– oksidētājs un reducētājs ir viens un tas pats elements, kas ir vidējā oksidācijas stāvoklī, piemēram:

Lai sastādītu ORR vienādojumus, varat izmantot elektroniskā bilances metodi ( elektroniskās shēmas) vai elektronu jonu līdzsvara metodi. Apskatīsim vienu no metodēm.

Elektroniskā bilances metode:

1. uzdevums. Izveidojiet OVR vienādojumus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi, nosakiet OVR veidu.

1. Cinks + kālija dihromāts + sērskābe = cinka sulfāts + hroma (III) sulfāts + kālija sulfāts + ūdens.

Risinājums

Elektroniskais bilance:

2. Alvas (II) sulfāts + kālija permanganāts + sērskābe = alvas (IV) sulfāts + mangāna sulfāts + kālija sulfāts + ūdens.

3. Nātrija jodīds + kālija permanganāts + kālija hidroksīds = jods + kālija manganāts + nātrija hidroksīds.

4. Sērs + kālija hlorāts + ūdens = hlors + kālija sulfāts + sērskābe.

5. Kālija jodīds + kālija permanganāts + sērskābe = mangāna(II) sulfāts + jods + kālija sulfāts + ūdens.

6. Dzelzs (II) sulfāts + kālija dihromāts + sērskābe = dzelzs (III) sulfāts + hroma (III) sulfāts + kālija sulfāts + ūdens.

7. Amonija nitrāts = slāpekļa oksīds (I) + ūdens.

Atbildes uz uzdevumiem 1. uzdevumā

3. uzdevums. Sastādiet OVR vienādojumus.

2. Mangāna(IV) oksīds + skābeklis + kālija hidroksīds = kālija manganāts +.......................

3. Dzelzs(II) sulfāts + broms + sērskābe = .......................

4. Kālija jodīds + dzelzs(III) sulfāts = ....................... .

5. Ūdeņraža bromīds + kālija permanganāts = ...................................

6. Ūdeņraža hlorīds + hroma(VI) oksīds = hroma(III) hlorīds + .......................

7. Amonjaks + broms = ......................

8. Vara(I) oksīds + slāpekļskābe = slāpekļa oksīds(II) + .......................

9. Kālija sulfīds + kālija manganāts + ūdens = sērs + .......................

10. Slāpekļa oksīds (IV) + kālija permanganāts + ūdens = .......................

11. Kālija jodīds + kālija dihromāts + sērskābe = ..................................

Atbildes uz vingrinājumu 3. uzdevumu

Definīcija un skaidrojums mājasdarbs.

1. pielikums.

Reducētāji:

• Oglekļa (II) monoksīds (CO)

  Sērūdeņradis (H2S)

  sēra oksīds (IV) (SO2)

  sērskābe H2SO3 un tās sāļi

  Halogenskābes un to sāļi

  Metālu katjoni zemākos oksidācijas pakāpēs: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3

  Slāpekļskābe HNO2

  amonjaks NH3

  hidrazīns NH2NH2

  slāpekļa oksīds (II) (NO)

  Katods elektrolīzes laikā

Oksidētāji:

Halogēni

Kālija permanganāts (KMnO4)

Kālija manganāts (K2MnO4)

mangāna (IV) oksīds (MnO2)

Kālija dihromāts (K2Cr2O7)

kālija hromāts (K2CrO4)

Slāpekļskābe (HNO3)

Sērskābe (H2SO4) konc.

Vara (II) oksīds (CuO)

svina (IV) oksīds (PbO2)

sudraba oksīds (Ag2O)

ūdeņraža peroksīds (H2O2)

Dzelzs (III) hlorīds (FeCl3)

Bertoleta sāls (KClO3)

Anods elektrolīzes laikā.

2. pielikums.

Noteikumi oksidācijas pakāpes noteikšanai

Vienkāršu vielu atomu oksidācijas pakāpe ir nulle.

Atomu oksidācijas pakāpju summa kompleksā vielā (molekulā) ir nulle.

Atomu oksidācijas stāvoklis sārmu metāli +1.

Sārmzemju metālu atomu oksidācijas pakāpe ir +2.

Bora un alumīnija atomu oksidācijas pakāpe ir +3.

Ūdeņraža atomu oksidācijas pakāpe ir +1 (sārmu un sārmzemju metālu hidrīdos –1).

Skābekļa atomu oksidācijas pakāpe ir –2 (peroksīdos –1).

3. pielikums.

Piezīme

iespējamie elementu oksidācijas stāvokļi

Mangāns: +2, +3, +4, +6, +7.

Chromium: +2, +3, +6.

Gludeklis: +2, +3, +6.

Slāpeklis: -3, 0, +1, +2, +4, +5.

Sērs: -2, 0, +4, +6.

Fosfors: -3, 0, +3, +5.

Hlors: -1, 0, +1, + 3, +5, +7.

Metāli ar augstāku oksidācijas pakāpi veido skābus oksīdus.

Kālija permanganāts: KMnO 4.

Tas ir spēcīgs oksidētājs. Tas viegli oksidē daudzus organisko vielu, pārvērš dzelzs(2) sāļus dzelzs(3) sāļos, sērskābe nonāk sērskābē un no sālsskābes atbrīvo hloru.

Ieejot ķīmiskās reakcijās, MnO 4 - jonu var samazināt dažādās pakāpēs:

Skābā vidē (pH

Neitrālā vidē (pH=7) līdz MnO 2.

Sārmainā vidē (pH>7) līdz MnO 4 2-

Ūdeņraža peroksīds.

Elementa skābekļa oksidācijas stāvoklis ūdeņraža peroksīdā ir

1, t.i. ir starpvērtība starp skābekļa elementa oksidācijas pakāpi ūdenī (-2) un molekulārajā skābeklī (0). Tāpēc ūdeņraža peroksīdam piemīt redoksu dualitāte.

Ja peroksīds kalpo kā oksidētājs, tad to reducē līdz ūdenim H 2 O.

Ja peroksīds kalpo kā reducētājs, tad tas tiek oksidēts par molekulāro skābekli-O 2.

Hromāts un dihromāts.

Hromāti (krāsoti spilgti dzeltenā krāsā) skābā vidē pārvēršas par dihromātiem (oranžiem), dihromāti sārmainā vidē pārvēršas par hromātiem.

Hromāti un dihromāti ir spēcīgi oksidētāji un redoksreakciju vienādojumos maina oksidācijas pakāpi no +6 uz +3.

Hlora savienojumi.

HClO-hipohlorskābe (hipohlorīta sāļi)

HClO 2 -hlorīds (hlorīta sāļi)

HClO 3 -hlorāts (hlorāta sāļi)

HClO 4 -hlors (perhlorāta sāļi)

Halogēniem mijiedarbojoties ar sārmiem, aukstā šķīdumā veidojas hipohlorīti, bet karstā – hlorāti (piemēram, kālija hlorāts vai Bertoleta sāls-KClO 3).

Koncentrēta slāpekļskābe

Ja koncentrētu slāpekļskābi ņem par izejvielu ORR ar citām vielām, reakcijas rezultātā tā tiek reducēta par slāpekļa oksīdu NO 2

4. pielikums.

TESTS “Oksidācijas stāvokļi”

1. iespēja.

1 . Jonam, kas satur 16 protonus un 18 elektronus, ir lādiņš
1) +4 2) -2 3) +2 4) -4

2. Jonam ir astoņu elektronu ārējais apvalks

1) P 3+ 2) S 2- 3) C1 5+ 4) Fe 2+

3. Ca 2+ un

1) K + 2) Ne 0 3) Ba 2+ 4) F -

4. Elektroniskā konfigurācijaIr 2 2 s 2 2 lpp 6 atbilst jonam

1) A1 3+ 2) Fe 3+ 3) Zn 2+ 4) Cr 3+

2. iespēja.

1. Jonam ir divu elektronu ārējais apvalks

1) S 6+ 2) S 2- 3) Br 5+ 4) Sn 4+

2. Elektroniskā konfigurācija Vai 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 atbilst jonam

1) C l - 2) N 3 - 3) Br - 4) O 2-

3. Tas pats elektroniskā struktūra ir daļiņas

1) Na 0 un Na + 2) Na 0 un K 0 3) Na + un F - 4) Cr 2+ un Cr 3+

4. Al 3+ jonam ir šāda elektroniskā konfigurācija:

1) 1s 2s 2 2p 6 2) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 4) ir 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 1 6 4s

Atbildes :

1. iespēja.

2. iespēja.

5. pielikums.

Mājas darbs

Uzdevums. Vara sakausējumus sauc par bronzām. Berilija bronzas gredzeni - precīza kopija zelts. Tās neatšķiras no zelta krāsām vai svara un, piekārtas uz vītnes, atsitoties pret stiklu izstaro melodiska skaņa. Īsāk sakot, viltojumu nevar atklāt ar aci, ausi vai zobu. Iesakiet veidus, kā identificēt viltojumu: savā virtuvē, ķīmiskajā laboratorijā (2 veidi). Pierakstiet reakciju vienādojumus un nosauciet to raksturlielumus.
Atbilde.

Virtuvē. Uzkarsē “zelta” gredzenu uz gāzes plīts, varš oksidējas gaisā līdz melnam vara (II) oksīdam CuO (tas ir, karsējot bronzas gredzens kļūst tumšāks).

Laboratorijā. Izšķīdiniet gredzenu slāpekļskābes e. Augstas kvalitātes zelts nešķīst slāpekļskābē, bet varš, kas ir daļa no bronzas, mijiedarbojas ar HNO 3. Pazīmes: šķīdums. zila krāsa, brūnās "lapsas astes" gāzes izdalīšanās.
Cu + 4HNO 3 konc. = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Zelts nešķīst koncentrācijā. H 2 SO 4, bet varš izšķīst karsējot:
Сu + 2H 2 SO 4 konc. = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pazīmes: zils šķīdums, gāzes izdalīšanās.

Novadītās nodarbības analīze

Stunda notika 11. klasē. Izvirzītais mērķis - skolēnu zināšanu padziļināšana un gatavošanās olimpiādēm un vienotajam valsts eksāmenam - tika sasniegts. Skolēniem tika doti atgādinājumi, kas nepieciešami pilnīgākai tēmas izpratnei un izmantoti mājasdarbu veikšanai.

Galvenās problēmas, ar kurām studenti saskārās, apgūstot saturu izglītojošs materiāls par tēmu “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas”, kas saistīts ar ORR apkopošanu ar elektroniskā bilances metodi.

Izmantojot skolotājas kopā ar skolēniem sastādītu algoritmu, bija iespējams izlabot OVR rakstīšanas pamatsoļus un izvairīties no elementārām kļūdām.

Apsveriet tālāk redzamās reakcijas vienādojumu diagrammas. Kāda ir to būtiskā atšķirība? Vai šajās reakcijās mainījās elementu oksidācijas pakāpe?

Pirmajā vienādojumā elementu oksidācijas stāvokļi nemainījās, bet otrajā tie mainījās - vara un dzelzs..

Otrā reakcija ir redoksreakcija.

Reakcijas, kuru rezultātā mainās reaģentus un reakcijas produktus veidojošo elementu oksidācijas pakāpes, sauc par oksidācijas-reducēšanas reakcijām (ORR).

REDOKSRESAKCIJU VIENĀDOJUMU SASTĀDĪŠANA.

Ir divas redoksreakciju veidošanas metodes - elektronu līdzsvara metode un pusreakcijas metode. Šeit mēs aplūkosim elektroniskā bilances metodi.
Šajā metodē tiek salīdzināti atomu oksidācijas stāvokļi izejvielās un reakcijas produktos, un mēs vadāmies pēc noteikuma: reducētāja ziedoto elektronu skaitam jābūt vienādam ar oksidētāja iegūto elektronu skaitu.
Lai izveidotu vienādojumu, jums jāzina reaģentu un reakcijas produktu formulas. Apskatīsim šo metodi ar piemēru.

Sakārtojiet koeficientus reakcijā, kuras shēma ir šāda: HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Koeficientu noteikšanas algoritms

1. Mēs norādām ķīmisko elementu oksidācijas pakāpes. Tiek uzsvērti ķīmiskie elementi, kuros ir mainījušies oksidācijas stāvokļi.

2. Sastādām elektroniskus vienādojumus, kuros norādām doto un saņemto elektronu skaitu. Aiz vertikālās līnijas ievietojam oksidācijas un reducēšanas procesu laikā pārnesto elektronu skaitu. Atrodiet mazāko kopējo daudzkārtni (parādīts sarkanajā aplī). Mēs dalām šo skaitli ar pārvietoto elektronu skaitu un iegūstam koeficientus (parādīti zilajā aplī). Tas nozīmē, ka pirms mangāna būs koeficients -1, ko mēs nerakstām, un pirms Cl 2 būs arī -1. Mēs neliekam HCl priekšā koeficientu 2, bet saskaitām hlora atomu skaitu reakcijas produktos. Tas ir vienāds ar - 4. Tāpēc HCl priekšā liekam - 4, labajā pusē izlīdzinām ūdeņraža un skābekļa atomu skaitu, H 2 O priekšā liekot koeficientu - 2. Rezultāts ir ķīmiskais vienādojums:

Apskatīsim sarežģītāku vienādojumu:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 = S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Mēs sakārtojam ķīmisko elementu oksidācijas stāvokļus:

Elektroniskajiem vienādojumiem būs šāda forma Pirms sēra ar oksidācijas pakāpēm -2 un 0 liekam koeficientu 5, pirms mangāna savienojumiem -2, izlīdzinām citu ķīmisko elementu atomu skaitu un iegūstam gala reakcijas vienādojumu

Redoksreakciju teorijas pamatprincipi

1. Oksidācija sauca elektronu zaudēšanas process ar atomu, molekulu vai jonu.

Piemēram :

Al – 3e – = Al 3+

Fe 2+ - e - = Fe 3+

H2-2e- = 2H+

2Cl - - 2e - = Cl 2

Oksidācijas laikā palielinās oksidācijas pakāpe.

2. Atveseļošanās sauca elektronu iegūšanas process, izmantojot atomu, molekulu vai jonu.

Piemēram:

S + 2е - = S 2-

AR l 2 + 2е- = 2Сl -

Fe 3+ + e - = Fe 2+

Reducēšanas laikā oksidācijas pakāpe samazinās.

3. Tiek saukti atomi, molekulas vai joni, kas ziedo elektronus restauratori . Reakcijas laikātie oksidējas.

Tiek saukti atomi, molekulas vai joni, kas iegūst elektronus oksidētāji . Reakcijas laikāviņi atveseļojas.

Tā kā atomi, molekulas un joni ir daļa no noteiktām vielām, šīs vielas attiecīgi sauc restauratori vai oksidētājiem.

4. Redoksreakcijas atspoguļo divu pretēju procesu - oksidācijas un reducēšanas - vienotību.

Reducētāja atdoto elektronu skaits ir vienāds ar oksidētāja iegūto elektronu skaitu.

VINGRINĀJUMI

Simulators Nr. 1 Oksidācijas-reducēšanas reakcijas

Simulators Nr.2 Elektroniskā bilances metode

Simulators Nr. 3 Tests “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas”

UZDEVUMU UZDEVUMI

Nr.1. Nosakiet ķīmisko elementu atomu oksidācijas pakāpi, izmantojot to savienojumu formulas: H 2 S, O 2, NH 3, HNO 3, Fe, K 2 Cr 2 O 7

Nr.2. Nosakiet, kas notiek ar sēra oksidācijas stāvokli šādu pāreju laikā:

A) H 2 S → SO 2 → SO 3

B ) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

Kādu secinājumu var izdarīt pēc otrās ģenētiskās ķēdes pabeigšanas?

Kādās grupās ķīmiskās reakcijas var iedalīt, pamatojoties uz ķīmisko elementu atomu oksidācijas pakāpes izmaiņām?

Nr.3. Sakārtot koeficientus CHR, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi, norādīt oksidācijas (reducēšanas), oksidētāja (reducētāja) procesus; uzrakstiet reakcijas pilnā un jonu formā:

A) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

B) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Nr.4. Dotās reakcijas vienādojumu diagrammas:
СuS + HNO 3 (atšķaidīts ) = Cu(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

K + H 2 O = KOH + H 2
Sakārtojiet koeficientus reakcijās, izmantojot elektroniskās bilances metodi.
Norāda vielu – oksidētāju un vielu – reducētāju.

Nodarbībā tiek apskatīta redoksreakciju būtība un to atšķirība no jonu apmaiņas reakcijām. Ir izskaidrotas oksidētāja un reducētāja oksidācijas pakāpju izmaiņas. Tiek ieviests elektroniskā bilances jēdziens.

Tēma: Redoksreakcijas

Nodarbība: Redox reakcijas

Apsveriet magnija reakciju ar skābekli. Pierakstīsim šīs reakcijas vienādojumu un sakārtosim elementu atomu oksidācijas pakāpju vērtības:

Kā redzams, izejmateriālos un reakcijas produktos ir magnija un skābekļa atomi dažādas nozīmes oksidācijas stāvokļi. Pierakstīsim oksidācijas un reducēšanās procesu diagrammas, kas notiek ar magnija un skābekļa atomiem.

Pirms reakcijas magnija atomu oksidācijas pakāpe bija nulle, pēc reakcijas - +2. Tādējādi magnija atoms ir zaudējis 2 elektronus:

Magnijs ziedo elektronus un pats tiek oksidēts, kas nozīmē, ka tas ir reducētājs.

Pirms reakcijas skābekļa oksidācijas pakāpe bija nulle, un pēc reakcijas tā kļuva -2. Tādējādi skābekļa atoms pievienoja sev 2 elektronus:

Skābeklis pieņem elektronus un pats tiek reducēts, kas nozīmē, ka tas ir oksidētājs.

Pierakstīsim vispārējo oksidācijas un reducēšanas shēmu:

Dotais elektronu skaits ir vienāds ar saņemto elektronu skaitu. Tiek uzturēts elektroniskais līdzsvars.

IN redoksreakcijas notiek oksidēšanās un reducēšanās procesi, kas nozīmē ķīmisko elementu oksidācijas stāvokļu izmaiņas. Šis pazīme redoksreakcijas.

Redoksreakcijas ir reakcijas, kurās ķīmiskie elementi maina savu oksidācijas stāvokli

Apskatīsim konkrētus piemērus, kā atšķirt redoksreakciju no citām reakcijām.

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Lai noteiktu, vai reakcija ir redokss, ir jāpiešķir ķīmisko elementu atomu oksidācijas pakāpes vērtības.

1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Lūdzu, ņemiet vērā, ka visu ķīmisko elementu oksidācijas pakāpes pa kreisi un pa labi no vienādības zīmes paliek nemainīgas. Tas nozīmē, ka šī reakcija nav redokss.

4 +1 0 +4 -2 +1 -2

2. CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

Šīs reakcijas rezultātā mainījās oglekļa un skābekļa oksidācijas pakāpe. Turklāt ogleklis palielināja savu oksidācijas pakāpi, un skābeklis samazinājās. Pierakstīsim oksidācijas un reducēšanas shēmas:

C -8e = C - oksidācijas process

О +2е = О - atkopšanas process

Lai dotais elektronu skaits būtu vienāds ar saņemto elektronu skaitu, t.i. ievēroja elektroniskais līdzsvars, ir jāreizina otrā pusreakcija ar koeficientu 4:

C -8e = C - reducētājs, oksidējas

O +2e = O 4 oksidētājs, reducēts

Oksidētājs reakcijas laikā pieņem elektronus, pazeminot tā oksidācijas pakāpi, tas tiek reducēts.

Reducētājs reakcijas laikā atdod elektronus, palielinot tā oksidācijas pakāpi, tas tiek oksidēts.

1. Mikityuk A.D. Problēmu un vingrinājumu krājums ķīmijā. 8-11 klase / A.D. Mikitjuks. - M.: Izdevniecība. "Eksāmens", 2009. (67. lpp.)

2. Oržekovskis P.A. Ķīmija: 9. klase: mācību grāmata. vispārējai izglītībai izveidošanu / P.A. Oržekovskis, L.M. Meščerjakova, L.S. Pontaks. - M.: AST: Astrel, 2007. (§22)

3. Rudzītis G.E. Ķīmija: neorganiskā. ķīmija. Ērģeles. ķīmija: mācību grāmata. 9. klasei. / G.E. Rudzītis, F.G. Feldmanis. - M.: Izglītība, OJSC “Maskavas mācību grāmatas”, 2009. (§5)

4. Homčenko I.D. Problēmu un vingrinājumu kolekcija ķīmijā vidusskola. - M.: RIA “Jaunais vilnis”: Izdevējs Umerenkov, 2008. (54.-55.lpp.)

5. Enciklopēdija bērniem. Sējums 17. Ķīmija / Nodaļa. ed. V.A. Volodins, Ved. zinātnisks ed. I. Lēnsone. - M.: Avanta+, 2003. (70.-77. lpp.)

Papildu tīmekļa resursi

1. Viena digitālā kolekcija izglītības resursi(video eksperimenti par tēmu) ().

2. Vienots digitālo izglītības resursu krājums (interaktīvie uzdevumi par tēmu) ().

3. Elektroniskā versijažurnāls "Ķīmija un dzīve" ().

Mājas darbs

1. Nr.10.40 - 10.42 no “Uzdevumu un vingrinājumu krājums ķīmijā vidusskolai” I.G. Homčenko, 2. izdevums, 2008. gads

2. Piedalīšanās vienkāršu vielu reakcijā ir droša redoksreakcijas pazīme. Paskaidrojiet, kāpēc. Uzrakstiet savienojuma, aizvietošanas un sadalīšanās reakciju vienādojumus, iesaistot skābekli O 2 .

Aleksandrova Anfisa Mihailovna

Ķīmijas skolotājs

Pašvaldības izglītības iestāde "Privolzhskaya vidēji" vidusskola» Volžskas rajons RME

Tēma: “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas”

Nodarbības veids: stunda – materiāla vispārināšana un atkārtošana, kombinējot studentu frontālo, pāru un individuālo darbu.

Nodarbības veids- skaidrojošs un ilustratīvs.

Metodes un metodiskie paņēmieni. Verbāli-vizuāli un demonstrācijas-praktiski. Patstāvīgais darbs pareizo atbilžu atrašanai, izvēlētās atbildes apspriešana, laboratorijas eksperiments, kam seko reakcijas vienādojumu rakstīšana, darba rezultātu apspriešana.

Mērķis: padziļināt zināšanas par OVR vienādojumu sastādīšanu, izmantojot elektroniskā bilances metodi.

Nodarbības mērķi:

Izglītības: atkārtot pamatjēdzienus par oksidācijas un reducēšanas procesiem, oksidācijas pakāpi, oksidētājiem un reducētājiem, apsvērt redoksreakciju būtību, attīstīt prasmes sastādīt ķīmisko reakciju vienādojumus, kas notiek dažādas vides elektroniskā bilances metode.

Izglītības: veicināt skolēnu kognitīvās intereses veidošanos un attīstību par mācību priekšmetu, veicināt skolēnu runas attīstību, veidot spēju analizēt, salīdzināt un vispārināt zināšanas par tēmu.

Izglītības: veicinot apzinātu nepieciešamību pēc zināšanām, uzlabojot spēju uzklausīt katra komandas dalībnieka viedokli.

Reaģenti: kālija permanganāta, sērskābes, nātrija sulfīta, ūdens šķīdumi.

Aprīkojums: pipetes, mēģenes.

Nodarbības plāns:

I. Zināšanu papildināšana.

V. Mājas darbs.

VI. Pārdomas un rezumēšana.

Nodarbības moto: “Kāds zaudē, bet kāds atrod...”

es Zināšanu atjaunināšana.

Saruna par iepriekš pētīto materiālu.

1) Kādas reakcijas sauc par redoksu?

Oksidācijas-reducēšanas reakcijas ir reakcijas, kurās elektroni pāriet no viena atoma, molekulas vai jona uz citu.

2) Kāds ir oksidācijas process?

Oksidācija ir elektronu zaudēšanas un oksidācijas stāvokļa palielināšanas process.

3) Kādu procesu sauc par atveseļošanos?

Redukcija ir elektronu pievienošanas process, un oksidācijas stāvoklis samazinās.

4) Kā sauc daļiņas, kas nodod elektronus?

Atomi, molekulas vai joni, kas nodod elektronus, oksidējas; ir reducējoši līdzekļi.

5) Kā sauc daļiņas, kas pieņem elektronus?

Atomi, joni vai molekulas, kas pieņem elektronus, tiek reducētas; ir oksidētāji.

6) Kas ir “oksidācijas stāvoklis”?

Oksidācijas stāvoklis ir atoma nosacīts lādiņš molekulā, ko aprēķina, pieņemot, ka molekula sastāv no joniem un parasti ir elektriski neitrāla (atoma nosacīts lādiņš, ko mēs tai piešķiram elektronu pieņemšanas vai zaudēšanas gadījumā) .

7) Kādu metodi redoksreakciju vienādojuma sastādīšanai jūs zināt? Kāds noteikums ir šīs metodes pamatā?

Studentu patstāvīgais darbs pie padomes, izmantojot kartītes (ar tālāku diskusiju).

1. Nosakiet elementu valences un oksidācijas pakāpi sekojoši savienojumi:

CH 4, Cl 2, CO 2, NH 3, C 2 H 4, CH 3 COOH, V 2 O 5, Na 2 B 4 O 7, KClO 4, K 2 HPO 4, Na 2 Cr 2 O 7.

Atbilde: Lai izpildītu uzdevumu, varat izmantot 1. pielikumu.

IV I I IV II III I IV I IV I IV II II I V II

C -4 H +1 4, Cl 0 2, C +4 O -2 2, N -3 H +1 3, C -2 2 H +1 4, C -3 H +1 3 C +3 O -2 O -2 H +1, V +5 2 O -2 5 ,

I VII II I I V II I VI II

K +1 Cl +7 O -2 4 , K +1 2 H +1 P +5 O -2 4 , Na +1 2 Cr +6 2 O -2 7 .

2. Kurā no tālāk norādītajiem reakcijas vienādojumiem MnO 2 piemīt oksidētāja īpašības, bet kurā – reducētāja īpašības?

A ) 2MnO2 + 2H2SO4 2MnSO4 + O2 + 2H2O;

b ) 2MnO 2 + O 2 + 4KOH 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O;

V ) MnO2 + H2 = MnO + H2O;

G ) 2MnO2 + 3NaBiO3 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3BiONO3 + 3NaNO3 + 2H 2O

Atbilde:

Oksidētājs pieņem elektronus un tajā pašā laikā oksidācijas pakāpe samazinās, kas nozīmē, ka gadījumos A Un V MnO 2 ir oksidētājs. Reducējošais līdzeklis atdod elektronus un palielinās oksidācijas pakāpe, kas nozīmē, ka gadījumos b Un G MnO 2 ir reducētājs.

II. Motivācija un mērķu izvirzīšana.

Redoksreakcijas ir ļoti izplatītas. Tie ir saistīti, piemēram, ar dzīvā organismā notiekošajiem elpošanas un vielmaiņas procesiem, pūšanu un fermentāciju, fotosintēzi. Redoksprocesi pavada vielu ciklus dabā. Tos var novērot degvielas sadegšanas laikā, metālu korozijas procesos, elektrolīzes un metālu kausēšanas laikā. Ar to palīdzību tiek iegūti sārmi un skābes, kā arī daudzi citi vērtīgi produkti. Redoksreakcijas ir pamatā ķīmiskās enerģijas pārvēršanai par elektriskā enerģija galvaniskajās un degvielas šūnās.

Problēma: Nodarbībai gatavoju kālija permanganāta šķīdumu (“kālija permanganāts”), izlēju glāzi ar šķīdumu un nokrāsoju savu mīļāko ķīmijas mēteli. Iesakiet (pēc laboratorijas eksperimenta veikšanas) vielu, ar kuru var notīrīt halātu.

III. Zināšanu attīstība un paplašināšana.

Oksidācijas-reducēšanās reakcijas var notikt dažādās vidēs. Atkarībā no vides var mainīties reakcijas raksturs starp tām pašām vielām: vide ietekmē atomu oksidācijas pakāpju izmaiņas.

Parasti, lai radītu skābu vidi, pievienojiet sērskābe. Sālsskābe un slāpeklis tiek lietoti retāk, jo pirmais spēj oksidēties, bet otrais pats ir spēcīgs oksidētājs un var izraisīt blakus procesus. Lai izveidotu sārmainu vidi, tiek izmantots kālija vai nātrija hidroksīds, un ūdens tiek izmantots, lai izveidotu neitrālu vidi.

Laboratorijas pieredze: (TB noteikumi)

Četrās numurētās mēģenēs ielej 1-2 ml atšķaidīta kālija permanganāta šķīduma. Pirmajai mēģenei pievieno dažus pilienus sērskābes šķīduma, otrajai — ūdeni, trešajai — kālija hidroksīdu un atstāj ceturto mēģeni kā kontroli. Pēc tam pirmajās trīs mēģenēs, viegli kratot, ielej nātrija sulfīta šķīdumu. Ņemiet vērā, kā mainās šķīduma krāsa katrā mēģenē.

Laboratorijas eksperimenta rezultāti:

KMnO samazināšanas produkti 4 (MnO 4 -):

skābā vidē - Mn +2 (sāls), bezkrāsains šķīdums;

neitrālā vidē – MnO 2, brūnas nogulsnes;

sārmainā vidē - MnO 4 2-, zaļš šķīdums.

Vingrinājums . Reakcijas diagrammas:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 ↓ + Na 2 SO 4 + KOH

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

Uzdevums ir daudzlīmeņu: spēcīgi studenti paši pieraksta reakcijas produktus:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 →

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O →

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH →

Atlasa koeficientus, izmantojot elektroniskās bilances metodi, izmantojot algoritmu (1. pielikums). Norādiet oksidētāju un reducētāju.

Atbilde:

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 → 2 MnSO 4 + 5 Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2↓ + 3Na2SO4 + 2KOH

2KMnO4 + Na 2 SO 3 + 2 KOH → 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

Jūs esat veicis laboratorijas eksperimentu, iesakiet vielu, ar kuru var tīrīt halātu.

Sekojošās diagrammas parāda reakcijas produktus. Norādiet reaģentus, uzrakstiet reakciju vienādojumus, izmantojot elektronu bilances metodi:

(skolēni strādā pāros)

a) KI + KMnO 4 +. . . ->MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H2O

Atbilde: jo reakcijas rezultātā tiek iegūts Mn +2, tāpēc process notiek skābā vidē ar sērskābes līdzdalību un veidojas kālija sulfāts.

10KI + 2 KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + 5I 2 + 6K 2 SO 4 + 8 H 2 O

2I -1 -2e -> I 2 0 5 - oksidētājs, reducētājs

Mn +7 + 5e -> Mn +2 2- reducētājs, oksidētājs

b ) NaI + KMnO 4 + . . . -> I 2 + K 2 MnO 4 + NaOH

Atbilde: jo reakcijas rezultātā tiek iegūts K 2 MnO 4, tāpēc process notiek sārmainā vidē ar kālija hidroksīda piedalīšanos

2NaI + 2 KMnO4 + 2KOH = I 2 + 2K 2 MnO 4 + 2NaOH

2I -1 -2e -> I 2 0 1- oksidētājs, reducētājs

Mn +7 + 1e -> Mn +6 2- reducētājs, oksidētājs

V ) . . . + KMnO 4 + H 2 O -> NaNO 3 + MnO 2 + KOH

Atbilde: šajā reakcijā ir zināms oksidētājs KMnO4, ir viegli pieņemt, ka nātrija nitrīts, kur N +3, tiek reducēts par nitrātu:

3 NaNO 2 + 2 KMnO 4 + H 2 O = 3 NaNO 3 + 2 MnO 2 + 2 KOH,

N +3 – 2e -> N +5 3 - oksidētājs, reducētājs

Mn +7 + 3e -> Mn +4 2 - reducētājs, oksidētājs

Papildus kālija permanganātam oksidējošas īpašības piemīt arī citām vielām. Ar tiem var iepazīties 2. pielikumā.

1) H2SO4 (atšķaidīts), oksidētājs H+1

Reducēšanās ar metālu sprieguma virknē līdz ūdeņradim produkts ir H2.

Piemēram,

H 2 SO 4 (atšķaidīts) + Zn -> ZnSO 4 + H 2,

H 2 SO 4 (atšķaidīts) + Cu nereaģē.

2) H 2 SO 4 (koncentrēts), oksidētājs S +6

Atkarībā no metāla aktivitātes koncentrēta H reducēšanās produkti 2 SO 4 dažādi: H 2 S; S; SO 2 . Samazināšanas produkts ir atkarīgs arī no koncentrācijas skābes (18. tabula, mācību grāmatas 250. lpp.).

3) HNO 3, oksidētājs N +5 (18. tabula mācību grāmatas 250. lpp.).

Koncentrēts HNO 3 pasivē tādus metālus kā Fe, Cr, Al, kas ir saistīts ar plānas, bet ļoti blīvas oksīda plēves veidošanos uz šo metālu virsmas.

Au un Pt nereaģē ar HNO 3, bet šie metāli izšķīst “aqua regia” - koncentrētas sālsskābes un slāpekļskābes maisījumā attiecībā 3:1.

Piemēram:

Au + 3HCl (konc.) + HNO 3 (konc.) = AuCl 3 + NO + 2H 2 O.

4) K 2 C r 2 O 7 skābā vidē tiek reducēts līdz Cr 3+

neitrālā vidē pret Cr 2 O 3

sārmainā vidē līdz CrO 4 2-

Redoksreakcijas iekšā organiskā ķīmija ir saistīta vai nu ar skābekļa saišu veidošanos, vai ar ūdeņraža izvadīšanu.

Saišu veidošanās noteikums: - OH → -1е

O → -2е

1 atoma abstrakcija H → -1е

es V. Izpētītā materiāla konsolidācija.

Lai nostiprinātu aptverto materiālu, piedāvāju pārbaudes darbus.

1. iespēja

1. Kurš nemetāls ir spēcīgs oksidētājs?

1) fluors 2) sērs 3) ozons 4) silīcijs

2. Sēra oksidācijas pakāpe kālija sulfātā ir vienāda ar

1)+6 2)+4 3)0 4)-2

3. Kurās no šīm reakcijām hlora atoms darbojas kā reducētājs?

1) Cu + Cl 2 = CuCl 2

2) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

3) HCl + MnO 2 = MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

4) Cl 2 + H 2 = HCl

5) +2 → 0
6) 0 → - 1

5. Izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:

PbS + H 2 O 2 → PbSO 4 + H 2 O

6. Izmantojot elektronu bilances metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:

KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → …….. + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

Identificējiet oksidētāju un reducētāju.

Atbilde: 1-1; 2-1; 3-3; 4-A3, B4, B2, G5.

2. iespēja

1. Kuros no šiem savienojumiem sēra atoms ir oksidācijas stāvoklī +6

1) FeSO 3 2) S 3) SO 2 4) K 2 SO 4

2. Kurš elements reducējas reakcijā Fe 2 O 3 + CO = Fe + CO 2

1) dzelzs 2) skābeklis 3) ogleklis

3. Izvēlieties reakcijas vienādojumu, kurā elements ogleklis ir oksidētājs.

1) 2 C + O 2 = 2CO

2) CO 2 + 2Mg = 2MgO + C

3) CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

4) C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2

4. Izveidojiet atbilstību starp reakcijas vienādojumu un oksidētāja oksidācijas pakāpes izmaiņām šajā reakcijā:

Reakcijas vienādojums Oksidētāja oksidācijas pakāpes maiņa

A) S O 2 + N O 2 = S O 3 + NO 1) -1 → 0
B) 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2 2) 0 → -2
B) 4N O 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HN O 3 3) +4 → +2
D) 4NH3 + 6NO = 5N2 + 6H2O4) +1 → 0
5) +2 → 0
6) 0 → - 1

5. Izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:

NaNO 2 + NH 4 Cl → NaCl + 2H 2 O + N 2

Identificējiet oksidētāju un reducētāju.

6. Izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:

KI+H 2 SO 4 + NaNO 2 → …… + K 2 SO 4 +Na 2 SO 4 + NĒ + H 2 O

Identificējiet oksidētāju un reducētāju.

Atbilde: 1-4; 2-1; 3-2; 4-A3, B4, B2, G5.

V. Mājas darbs.

1. Aizpildiet reakcijas vienādojumus un sakārtojiet koeficientus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi:

1. K 2 Cr 2 O 7 + KNO 2 + …….→ KNO 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + …..+H 2 O

2. C6H5-CH3 + KMnO4 + H2SO4 → C6H5COOH +….+….+…..

3. C 2 H 5 OH + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → CH 3 COOH +….+….+…..

4.Na 2 SO 3 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → ….+….+….+…..

2. Sastādiet vienādojumu formaldehīda oksidēšanai ar kālija permanganāta šķīdumu, kas paskābināts ar sērskābi, ņemot vērā, ka formaldehīds tiek oksidēts līdz CO 2, izvēlieties koeficientus, izmantojot elektroniskās bilances metodi. 2

savienojumi parasti ir vienāds ar - 2, izņemot H 2 O 2 -1 un ОF 2.

4. Ūdeņraža atoma oksidācijas stāvoklis iekš

savienojumi parasti ir +1, izņemot MeH (hidrīdi).

5.Oksidācijas pakāpju algebriskā summa

elementi savienojumos ir 0.