Конспект урока для 8 класса на тему «Окислительно — восстановительные реакции»

Фалинская Наталья Васильевна

Учитель высшей категории химии и биологии

Кушокинксая СОШ Бухаржырауского района Карагандинской области

8 класс

Тема урока — лекции: Окислительно — восстановительные реакции

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^—— -О^2-2

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