Урок -презентация «Ее величество окислительно-восстановительные реакции»
Обобщающий урок по важной теме, которая проходит красной нитью через весь курс обучения. Цель урока - привести в систему знания учащихся, показать практическое применение ОВР во всех областях жизнедеятельности, промышленных способах получения веществ. Показать влияние среды на ход течения этих процессов, закрепить умения учащихся(предвидеть результаты протекания химических реакций). На основании творческих работ учащихся, был систематизирован материал по составлению шкал степеней окисления элементов и взаимосвязь их соединений.
Скачать:
| Вложение | Размер |
|---|---|
 urok_ovr.pptx | 2.53 МБ |
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Тип урока: специализированный, обобщающий по одной и из наиболее сложных и значимых тем курса химии. Форма урока: творческая мастерская основные идеи которой- процесс познания гораздо ценнее и важнее самого знания. сотрудничество и сотворчество учителя и учащихся
Устройтесь поудобнее на стуле, руки положите на колени, ладонями вверх, закройте глаза, отключите своё внимание от ситуации и сосредоточьтесь на своём дыхании: «Я дышу и наполняюсь энергией. Я становлюсь сильным и энергичным». Сделаем глубокий вдох, задержим дыхание (8 с), выдохнули, открыли глаза. Вы полны энергии, готовы работать на уровне своих возможностей, энергично, внимательно, с вдохновением. К какому типу реакции относится процесс дыхания? За счёт этой реакции мы двигаемся, мыслим, творим, разрушаем, любим и ненавидим – короче, живём.
Дыхание Живой организм Окружающая среда Белки Углеводы Жиры окисление CO2 O2 Нв кровь
В лёгких: H в+ O2 оксид H в (белковая В тканях часть) венозная кровь артериальная кровь Дает тепло жизни (энергию). Окисление скорость реакции гниение ржавление горение дыхание быстрее медленнее
Без этого элемента вы не проживете и десяти минут.
фотосинтез это единственно важный первичный источник энергии для всего живого 6CO 2 + 6H 2 O -> C 6 H 12 O 6 + 6O 2
В атмосфере 23% по массе и 21% по объему . В виде чего находится кислород в природе?
Представим процессы ОВР Её величество ОВР Восстановление Процессы Окисление Окислитель Участники Восстановитель Главный герой e-
10 Окисление-процесс отдачи электронов 0 +2 Cu – 2 e = Cu При окислении степень окисления элемента повышается, а элемент является восстановителем содержание
11 Восстановление –процесс присоединения электронов. +2 0 Hg + 2 e = Hg При восстановлении степень окисления элемента понижается, а элемент является окислителем. содержание
Окислитель, как отъявленный злодей, Как пират, бандит, агрессор, Бармалей, Отнимает электроны - и OK! Потерпев урон, восстановитель Восклицает: "Вот я! Помогите! Электроны мне мои верните!" Но никто ему не помогает И тем более ущерб не возмещает. Что такое ОВР?
Брожение Гниение
4. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА
б) электролиз воды 2H 2 O = 2H 2 ↑ + O 2 ↑ в) разложение пероксида водорода 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 ↑ г) разложение хлората калия 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 ↑ д) разложение оксида ртути (II) 2HgO = 2Hg + O 2 ↑
Реакция разложения одного сложного вещества с образованием несколько новых веществ, называется реакцией разложения. Например: 2KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
2. В лаборатории кислород получают из кислородсодержащих веществ путем их разложения при нагревании. а) разложение перманганата калия 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 ↑
(MnO 4 ) - Mn 2+ MnO 2 (MnO 4 ) 2- БЕСЦВЕТНЫЙ РАСТВОР БУРЫЙ ОСАДОК ЗЕЛЁНЫЙ РАСТВОР
Демонстрационный опыт Раствор KMnO 4 (малиновый) H 2 SO 4 Среда кислая бесцветный Н 2 О Среда нейтральная бурый К OH Среда щелочная зелёный
Окислители Галогены. Перманганат калия( KMnO 4 ); оксид марганца ( IV ) ( MnO 2 ). Дихромат калия ( K 2 Cr 2 O 7 ); Хромат калия ( K 2 CrO 4 ). Азотная кислота ( HNO 3 ). манганат калия ( K 2 MnO 4 ); Серная кислота ( H 2 SO 4 ) конц. Оксид меди( II ) ( CuO ); оксид свинца( IV ) ( PbO 2 ); оксид серебра ( Ag 2 O ); пероксид водорода ( H 2 O 2 ). Хлорид железа( III ) ( FeCl 3 ). Бертоллетова соль ( KClO 3 ). Анод при электролизе.
Важнейшие восстановители и окислители Восстановители : Металлы, водород, уголь. Окись углерода ( II ) ( CO ). Сероводород ( H 2 S ); оксид серы ( IV ) ( SO 2 ); сернистая кислота H 2 SO 3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 ( SO 4 ) 3 . Азотистая кислота HNO 2 ; аммиак NH 3 ; гидразин NH 2 NH 2 ; оксид азота( II ) ( NO ). Катод при электролизе
-3 0 +1 +2 +3 +4 +5 Простое вещество N 2 Оксиды NO NO 2 Гидроксиды NH 4 OH HNO 2 HNO 3 Водородные соединения NH 3 Соли NH 4 NO 2 KNO 2 NaNO 2 KNO 3 NaNO 3 Бинарные соединения Li 3 N Mg 3 N 2
Восстановитель Окислитель Не ОВР Простое вещество N 2 +O 2 → 2NO N 2 +3Mg → Mg 3 N 2 6Li+N 2 → 2Li 3 N N 2 +3H 2 ⇄ 2NH 3 Оксиды 2NO+O 2 → 2NO 2 2NO 2 +H 2 O → → HNO 2 +HNO 3 4NH 3 +5O 2 → → 4NO+6H 2 O 2NO → N 2 +O 2 Гидроксиды 2HNO 2 +O 2 ↑ → → 2HNO 3 4HNO 3 → → 4NO 2 +2H 2 O+O 2 8HNO 3 (p)+3Cu → → 3Cu(NO 3 ) 2 +2NO+ +4H 2 O 12HNO 3 +5Mg → → Mg(NO 3 ) 2 +N 2 + +6H 2 O HNO 3 +KOH → → KNO 3 +H 2 O HNO 2 +NaOH → → NaNO 2 +H 2 O
Восстановитель Окислитель Не ОВР Водородные соединения 4NH 3 +3O 2 → 2N 2 +6H 2 O 2NH 3 ⇄ N 2 +3H 2 NH 3 +H 2 O → NH 4 +OH Соли NH 4 NO 2 → N 2 +2H 2 O 2KNO 2 +O 2 ↑ → 2KNO 3 NH 4 +OH → NH 3 +H 2 O KNO 3 +H 2 O → → HNO 3 +KOH H 2 O+NaNO 2 → → NaOH+HNO 2 Бинарные соединения 2Li 3 N → 6Li+N 2
Получение водорода в промышленности 1. В основном получают из природного газа путем конверсии (превращения) под действием водяных паров и катализатора : СН 4 + 2Н 2 О → 4Н 2 ↑+СО 2 2. Нагревание: CH 4 →2 H 2 ↑ + C 3. Разложение воды под действием электрического тока : 2Н 2 О→Н 2 ↑ +О 2 ↑ В промышленности водород получают, пропуская водяные пары над раскаленным углем: С + Н 2 0 = СО + Н 2 .
Электролиз – это окислительно – восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.
Сущность электролиза: за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать самостоятельно.
Электролиз расплавов К – Ме + или (Н + ) + е – - восстанавливаются А + Ко – или (ОН - ) – е – - окисляются Пример: NaCl – расплав NaCl Na + + Cl - К – Na + + 1e - = Na o 1e - 2 A + 2 Cl - – 2e - = Cl 2 o 2e - 1 2 Na + + 2 Cl - = 2 Na o + Cl 2 о электролиз 2 NaCl 2 Na o + Cl 2 о расплав
Получение металлов
Горение термита алюминий - оксид железа (III) Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe
……….. как бороться с кислотным дождем. Спасать природу от закисления необходимо. Для этого придется резко снизить выбросы окислов серы и азота в атмосферу, но в первую очередь – сернистого газа, так как именно серная кислота и ее соли на 70 – 80% обусловливают кислотность дождей, выпадающих на больших расстояниях от мест их выбросов. Выбросы серы на территории Европы превышают сейчас 30 млн. т ежегодно.
В Московском Кремле царь –пушка (бронза)
Закончить уравнения реакции: Si + FeO → P + FeO → CaO + P 2 O 5 → Mn + FeO→ C + FeO→ CaO + FeS→
выводы: 4)среда оказывает влияние на процесс. 1)овр чрезвычайно распространены; 2)суть овр-переход электронов от одних атомов,молекул или ионов к другим; 3)овр-единство двух противоположных процессов-окисления и восстановления;
Цели урока: Обобщение знаний по ОВР Демонстрация практического значения ОВР в жизни человека (презентации) Выход на творческий уровень обучения (микроисследования по прогнозированию поведения веществ в химических реакциях на основе определения степени окисления атомов химических элементов, шкалы СО). Показать все многообразие ОВР, зависимость течения реакции от природы вещества, среды. (эксперимент).