Цель: 1) Дать учащимся понятие об окислении и восстановлении: рассмотреть сущность окислительно - восстановительных реакций, их взаимосвязь: 2) сформировать представление о сущности химических реакций, найти взаимосвязь между структурой вещества и его свойствами 3) обобщить строение веществ и их свойства, выработать умение по составлению простых уравнений методом электронного баланса, привести в систему накопленные знания о типах химических реакций.
Оборудование: модели различных типов хим.связи и кристал.решеток, таблица, отражающая зависимость св-в веществ от типа кристаллической решетки.
Ход урока: 1. Организационный момент. Проверить наличие принадлежностей. Конспект лежит на каждой парте, отложить в сторону. В тетрадях записывают тему» Окислительно -восстановительные реакции». 2. Девиз урока: В природе постоянно идут превращения веществ, которые выражают с помощью химических уравнений. Задание 1. Подумайте и ответьте, к какому типу реакций относятся данные опыты, которые демонстрирует учитель: A)Fe + CuCL2 ----- Б) СаСОз + НСl ----- В) Си +02 —-Г) NaOH + HC1 — Д)Си(ОН)2...... Задание 2. Рассмотрите данные уравнения реакций с точки зрения изменения степени окисления элементов (Делаем вывод о том, что собой представляют окислительно -восстановительные реакции). 2 Формирование понятия «окисление». Процесс отдачи электронов - окисление Na°-e---Na+ S°-4e---S+4 Mg°-2e---Mg+2 P°-5e- --P+5 3. Формирование понятия «восстановление». Процесс принятия электронов - восстановление. С1° + е - - С1 N0 + Зе" --N'3 0°+ 2е- - О"2 4. Взаимосвязь процессов окисления и восстановления. В природе все процессы взаимосвязаны и взаимообусловлены. Без окисления нет восстановления и без восстановления не может быть окисления: Zn° + Н+Сl- - Zn+2C1-2 --+ Н2° Проставляем степени окисления элементов до и после реакции, выписываем те элементы. Которые изменили степень окисления: 1. Zn° - 2е- ~Zn+2 окисление восстановитель 2 Н+ + е" -- Н° восстановление Окислитель
На основании закона сохранения массы веществ и следствия из него вытекающего, число принятых электронов равно числу отданных. Запомните! Дополнительные множители - это коэффициенты в уравнении химической реакции. 5. Объяснение повторяю еще раз. 3. Самостоятельная работа класса по конспекту (10 мин.) Конспект. 1. Запомните! Процесс окисления - отдача электронов, а частица, отдающая электрон - восстановитель (окисляется) Mg° - 2е- --Mg+2 окисление К0 –е- - К+ окисление 2. Процесс восстановления - принятие электронов, а частица, принимающая электрон - окислитель (восстанавливается). О0 + 2е-- -О2-2 С°+4е- --С-4сстановление Окислитель 3.Окислительно- восстановительные реакции (уравнения) составляются методом электронного баланса. Запомните порядок! 1) Запишите схему реакции: СиО + Н2—Си + Н2О 2) Проставьте степени окисления элементов до и после реакции (Си+2, О-2 Н°2 Си0 ,Н+2 O-2 3) Подчеркните в уравнении элементы, изменяющие свою степень окисления. 4) Составьте отдельно схему процесса окисления - восстановления: 1 Си+2 + 2е-— Си0 восстановление ок-ль Н20 – е-2— 2Н+ окисление восст-ль 5) Найдите общее кратное для принятых и отданных электронов .(2) Запомните! Дополнительные множители - это коэффициенты в уравнении реакции. 4. Самостоятельное составление уравнения реакции, руководствуясь конспектом: Mg + N2 —Mg3N2 5. Задание на дом: п. 46, конспект.
Используемая литература 1 Химия 8 класс, Рудзитис Г.Е, Фельдман Ф.Г, изд Просвещение 1989 г 2. Окислительно – восстановительные реакции. Хомченко Г.П, Севастьянова К.И изд Просвещение 1985 г 3. Поверочные работы по неорганической химии. Гаврусейко Н.П, изд Посвещение 1990 г
