Значенняя окисно відновних реакцій

Хімія,9 клас

Урок №21

Тема. Значення окисно-відновних реакцій.

Мета: розширити та систематизувати знання про окисно-відновні реакції та їх значення у природі й у житті людини; закріпити навички складання електронного балансу для окисно-відновних реакцій, а також уміння визначати окисник і відновник за рівнянням хімічної реакції; розвивати вміння аналізувати та узагальнювати інформацію.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва,

таблиця відносних електронегативностей хімічних елементів.

Базові поняття та терміни:

окисно-відновні реакції, ступінь окиснення, електронегативність,

окиснення, відновлення, приймання та втрата електронів, окисник, відновник, метод електронного балансу.

Тип уроку: урок узагальнення та систематизації знань.

Методи навчання:

словесні, репродуктивні, частково пошукові, практичні(виконання вправ), методи контролю.

Хід уроку

I. О рганізаційний етап

II. Перевірка домашнього завдання

 1.Перевірка виконання письмових завдань (усно або на дошці)

Учням, що відповідають, додатково задаються теоретичні запитання.

1.Експрес-контроль (за варіантами)

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) H H 2

0 _______→2 ;

б) N−3 _______→N5 .

4. Укажіть тип процесу, який представлено напівреакцією

O O 2

0 _______→2 −2 :

а) окиснення; б) відновлення.

ІII. Актуалізація опорних знань

1.Бесіда

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 учителя

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 для закріплення знань

Використовуючи електронний баланс, доберіть коефіцієнти для реакцій

і вкажіть окисник та відновник.

Горіння палива

а) C + O2 → CO2; б) CH4 + O2 → CO2 + H2O.

Відновлення металів

а) FeO + C → Fe + CO2; б) ZnO + CO → Zn + CO2;

в) WO + H2 → W + H2O.

Добування важливих речовин

а) H2 + Cl2 → HCl; б) N2 + H2 → NH3;

в) Na + H2O → NaOH + H2; г) Ca + HCl → CaCl2 + H2;

д) HgO → Hg + O2.

106

• Розповідь учителя

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:

6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2.

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

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 учителя

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 O2. 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 F2. 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

F F

0

2

1

2 →2

−

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 SO2. 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 KMnO4. Він міс-

тить Манган у найвищому ступені окиснення +7. Крім калій перманганату

в лабораторіях використовують і інші сильні окисники: калій дихромат

K2Cr2O7, гідроген пероксид H2O2, хлор Cl2 і натрій гіпохлорит NaClO.

• Завдання для закріплення знань

1. Складіть електронний баланс, визначте окисник і відновник.

а) NH3 + F2 → NF3 + HF;

б) H2S + H2O2 → H2SO4 + H2O;

в) H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O;

г) P + HNO3(конц.) + H2O → H3PO4 + 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 + HNO3 (конц.) → Zn(NO3)2 + NO2 + H2O;

б) Hg + HNO3 (розв.) → Hg(NO3)2 + NO + H2O;

в) Mg + HNO3 (дуже розв.) → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O.

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 CO2 або чадний газ CO:

PbO + C → Pb + CO;

2CuO + C → 2Cu + CO2.

Інший поширений відновник — водень. Як і вуглець, при нагріванні він

відновлює з оксидів багато металів, перетворюючись при цьому на воду:

108

MnO2 2H2 →Mn 2H2O.

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 H2S, йодидну

кислоту HI.

• Завдання для закріплення знань

1. Для розглянутих реакцій складіть схеми напівреакцій окиснення

та відновлення.

2. Складіть електронний баланс та закінчіть рівняння реакції, визначте

окисник і відновник.

а) FeCl3 + H2S → FeCl2 + S + HCl;

б) FeCl3 + KI → FeCl2 + I2 + KCl.

3. Проаналізуйте узагальнюючі схеми «Окисники і відновники», які

ви склали.

Відновники

Неметали

H2 , C, Si

Метали

Na, K, Ca, Al тощо

Сполуки елементів у низьких

ступенях окиснення

H S 2 , HI, NH3 , FeCl2 , SnCl2 ,

CO, H O 2 2 , CH4

Неметали

F2 , Cl2 , O2 , S

Сполуки елементів у високих

ступенях окиснення

KMnO4 , H SO 2 4 , SO3 , HNO3 ,

NO2 , KClO3 , H O 2 2

Окисники

Типові окисники і відновники

• Робота за картками

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

Рівень А

1. Mg + O2 → MgO,

KI + Cu(NO3)2 → CuI + I2 + KNO3.

2. Bа + HBr → BаBr2 + H2,

109

MnS + HNO3 (конц.) → MnSO4 + NO2 + H2O.

3. Li + N2 → Li3N,

NH3 + SO2 → N2 + S + H2O.

4. K + S → K2S,

NaClO → NaClO3 + NaCl.

5. ZnO + C → Zn + CO2,

HNO2 → HNO3 + NO + H2O.

6. Al + Cl2 → AlCl3,

NH3 + O2 → NO + H2O.

7. NaBr + Cl2 → NaCl + Br2,

H2S + O2 → SO2 + H2O.

Рівень В

1. Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + SO2 + S + H2O.

2. Cr2O3 + KNO3 + KOH → K2CrO4 + KNO2 + H2O.

3. FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O.

4. H3PO3 + KMnO4 + H2SO4 → H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

V. Домашнє завдання

Виконати завдання за підручником.

VI. Підбиття підсумків уроку

Учні висловлюються щодо досягнення мети уроку, вражень, які вони дістали