Окислительно – восстановительные реак

Учитель химии Передерина С.В.
 Закрепить знания учащихся об окислительно –
восстановительных реакциях; закрепить умения
учащихся в составлении уравнений окислительно –
восстановительных реакций.
 Ознакомить учащихся со свойствами серной
кислоты, используемыми в жизни.
 Воспитывать уважительные отношения учащихся
друг к другу
Вид урока: урок – упражнение.
Методы урока: репродуктивные
методы; проблемно –
сообщающиеся.
 Организационный момент
 Проверка домашнего задания, воспроизведение и коррекция знаний,








навыков и умений учащихся, необходимых для творческого решения
поставленных задач
Сообщение темы, постановка темы и задач урока
Актуализация знаний
Воспроизведение ранее полученных знаний и способов деятельности
Оперирование знаниями , овладение способами деятельности в новых
условиях
Самостоятельное выполнение практической части работы
Обобщение и систематизация знаний и способов действий,
полученных на уроке
Анализ и оценка итогов работы
Определение и разъяснение д.з.
 Вопросы на повторение и закрепление:
1. Определение ОВР
2. Сущность процесса окисления
3. Сущность процесса восстановления
4. Повторите алгоритм нахождения степени
окисления и найдите степень окисления в
соединениях: серная кислота, перманганат
калия, азотная кислота, хромат калия, бихромат
калия
5. Расставьте коэффициенты с помощью метода
электронного баланса (используйте алгоритм)
Реакции, идущие с
изменением степени
окисления называются
окислительновостановительными.
- электроны
0
+
H2 - 2ē  2H
-2
0
S - 2ē  S
0
+3
Al - 3ē  Al
+2
+3
Fe - ē  Fe
0
2Br - 2ē  Br2
 Металлы,
 водород,
 уголь.
 Окись углерода (II) (CO).
 Сероводород (H2S);
 оксид серы (IV) (SO2);
 сернистая кислота H2SO3 и ее соли.
 Галогеноводородные кислоты и их соли.
 Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4,





Cr2(SO4)3.
Азотистая кислота HNO2;
аммиак NH3;
гидразин NH2NH2;
оксид азота(II) (NO).
Катод при электролизе.
+электроны
+4
+2
Mn + 2ē  Mn
0
-2
S + 2ē  S
+6
+3
Cr +3ē  Cr
0
Cl2 +2ē  2Cl
0
-2
O2 + 4ē  2O
 Галогены.
 Перманганат калия(KMnO4);
 манганат калия (K2MnO4);
 оксид марганца (IV) (MnO2).
 Дихромат калия (K2Cr2O7);
 хромат калия (K2CrO4).
 Азотная кислота (HNO3).
 Серная кислота (H2SO4) конц.
 Оксид меди(II) (CuO);
 оксид свинца(IV) (PbO2);
 оксид серебра (Ag2O);
 пероксид водорода (H2O2).
 Хлорид железа(III) (FeCl3).
 Бертоллетова соль (KClO3).
 Анод при электролизе.

Задание: Определите степени окисления элементов в серной кислоте (H2SO4)

1. Написать формулу серной кислоты

H2SO4

2.

По периодической таблице определить степень окисления элемента, стоящего слева. Определение производить согласно правила: элемент, стоящий слева отдает
электроны, его степень окисления положительна и численно равна номеру группы элемента. Так слева в формуле расположен водород это элемент первой
группы периодической системы, следовательно его степень окисления равна +1

(H2+1SO4)[2]

3.

По периодической таблице определить степень окисления элемента, стоящего справа. Определение производить согласно правила: элемент, стоящий справа
принимает электроны, его степень окисления отрицательна и численно равна номеру периода, в котором находится элемент минус восемь ( №периода 8). Так справа в формуле расположен кислород, это элемент шестого периода, следовательно его степень окисления равна (6-8=-2).

H2+1SO4-2

4.

Определить степень окисления третьего элемента согласно правила: сумма степеней окисления всех атомов, образующих частицу равна заряду частицы - для
нейтральной молекулы - это 0. С этой целью составим математическое уравнение, включив в него степени окисления всех атомов молекулы и приняв за х степень
окисления серы.

2(+1) + х + 4(-2) = 0


5.

Решить уравнение, определив степень окисления серы.

Х=+6

6.

Проставить степени окисления элементов в химической формуле

H2+1S+6O4-2

Уравнение составляется в несколько стадий:
•Записывают схему реакции.
KMnO4 + HCl  KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
•Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые
меняются.
KMn+7O4 + HCl-1  KCl + Mn+2Cl2 + Cl20 + H2O
•Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют
число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых
восстановителем.
Mn+7 + 5ē  Mn+2
2Cl-1 - 2ē  Cl20
•Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов,
устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых
присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.
Mn+7 + 5ē  Mn+2
2Cl-1 -
2ē 
Cl20
2
5
––––––––––––––––––––––––
2Mn+7 + 10Cl-1  2Mn+2 + 5Cl20
•Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.
2KMn+7O4 + 16HCl-1  2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O