Презентация на тему "Окислительно – восстановительные реакции"

Включить эффекты
1 из 26
Смотреть похожие
Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5
0.0
0 оценок

Рецензии

Добавить свою рецензию

Аннотация к презентации

Презентация для школьников на тему "Окислительно – восстановительные реакции" по химии. pptCloud.ru — удобный каталог с возможностью скачать powerpoint презентацию бесплатно.

  • Формат
    pptx (powerpoint)
  • Количество слайдов
    26
  • Слова
    химия
  • Конспект
    Отсутствует

Содержание

  • Окислительно  – восстановительные реакции.
    Слайд 1

    Окислительно – восстановительные реакции.

    Раева Анна Семеновна Учитель химии МОБУ СОШ № 24 имени С. И. Климакова, г. Якутск

  • Слайд 2

    Цели урока: Образовательная цель: Знать сущность степени окисления, окислительно-восстановительных процессов, происходящих с веществами, изменение окислительно-восстановительных свойств элементов в периодах и группах в ПСХЭ Д И. Менделеева, основные окислители и восстановители.

  • Слайд 3

    Уметь определять степени окисления элементов в простых и сложных веществах, различать понятия: степень окисления, валентность и заряд иона, составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса, определять окислительно-восстановительные свойства веществ, предсказывать продукты реакций, раскрывать сущность окислительно- восстановительных процессов. Уметь сравнивать, находить причинно-следственные связи, анализировать, делать выводы, работать с алгоритмами, наблюдать, работать в парах.

  • Слайд 4

    Воспитательная цель: Уметь слушать учителя и своих одноклассников, быть внимательным к себе и окружающим, оценивать себя и других, вести беседу.

  • Слайд 5

    Учитель: С окислительно-восстановительными реакциями связаны природные процессы обмена веществ, брожения, круговорота веществ в природе. Эти реакции можно наблюдать при сгорании топлива, в процессе коррозии металлов, при электролизе, выплавке металлов. ОВР – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Что такое степень окисления?

  • Слайд 6

    Ученик: Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычислительный исходя из предположения, что все связи в соединении ионные (то есть электронные пары полностью смещены в сторону атомов с большей электроотрицательностью, а соединение нейтральное). Степень окисления может быть положительной, отрицательной, нулевой.

  • Слайд 7

    Учитель: Как можно определить степень окисления? Ученик: Правила определения степени окисления: В простом веществе элемент имеет нулевую степень окисления (К0,О20); Водород в соединениях (исключение –гидриды металлов NaH-1, CaH2-1 и др.) имеет степень окисления +1; Кислород в соединениях (исключение пероксиды [-1] и F2O[+2] имеет степень окисления -2; Степень окисления металлов в соединениях положительная и зависит от валентности, у щелочных металлов +1, у щелочноземельных металлов +2, у алюминия+3.

  • Слайд 8

    Ученик: Правила определения степени окисления: В простом веществе элемент имеет нулевую степень окисления (К0,О20); Водород в соединениях (исключение –гидриды металлов NaH-1, CaH2-1 и др.) имеет степень окисления +1; Кислород в соединениях (исключение пероксиды [-1] и F2O[+2] имеет степень окисления -2; Степень окисления металлов в соединениях положительная и зависит от валентности, у щелочных металлов +1, у щелочноземельных металлов +2, у алюминия+3.

  • Слайд 9

    В молекуле сумма степень окисления всех элементов равна нулю, в ионе алгебраическая сумма степеней окисления равна заряду иона. К2+1Mn(Х)O4-2 К2 +1Сr2 (х)O7-2 2(+1)+х+4(-1)=0 2(+1)+2х+7(-2)=0 Х=+6 х=+6 К2+1Mn+6O4-2 К2 +1Сr2+6O7-2

  • Слайд 10

    Задания на повторение: 1. Определите степени окисления всех атомов в соединениях: а) KNO2д) H2SO4 б) KMnO4ж) NH3 в) NaHз) H2S г) FeCL3и) KCLO3

  • Слайд 11

    Учитель: ОВР – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Например, H +2S+6O4-2+Fe0 → Fe+2S+6O-24 + H02 2H + →H02 Fe0 → Fe+2

  • Слайд 12

    Задание:

    Среди перечисленных реакций укажите те реакции, которые являются окислительно- восстановительными. а) H2SO4+BaCl2→BaSO4 + 2HCL б) Pb(NO3)2+Zn→Zn(NO3)2 + Pb в) Pb(NO3)2 + 2HCL →PbCL2 + 2HNO3 г) 2H2S + 3O2→ 3S + 2H2O

  • Слайд 13

    Учитель:Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления . Окисление – процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами. При окислении степень окисления увеличивается. Атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны, называются восстановителями. Н20 -2е = 2Н+1 Zn0 -2e = Zn+2

  • Слайд 14

    Восстановление – процесс присоединения электронов атомами, молекулами или ионами. Степень окисления при восстановлении уменьшается. Атомы, молекулы или ионы, которые принимают электроны, называются окислителями. Br20+2e =2Br-1 Zn+2+2e=Zn0

  • Слайд 15

    Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы. Число электронов, отданных окислителем в ОВР, всегда равно числу электронов, принятых восстановителем. При составлении ОВР используется метод электронного баланса. Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции. Основное требование при составлении уравнений этим методом: число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов. Рассмотрим, как составляется электронный баланс, (алгоритм).

  • Слайд 16

    Метод электронного баланса.

    Метод электронного баланса. Пример: Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении химической реакции: AL +HCL → ALCL3 +H2 Определите окислитель и восстановитель.

  • Слайд 17

    Решение :

    Записать схему реакции, например: AL +HCL → ALCL3 +H2 Определите степени окисления элементов и найти элементы, которые изменяют степени окисления: AL0 +H+1CL-1 → AL+3CL3-1 +H20 3. Написать уравнение процессов окисления и восстановления обязательно учитывать количество атомов элементов, участвующих в процессах: АL0 -3e = AL+3 2H+1+2e=H20

  • Слайд 18

    4. Уравнять число отданных и принятых электронов и определить коэффициенты при окислителе и восстановителе. АL0 -3e = AL+3 |2-процесс окисления АL 0 -восстановитель 2H+1+2e=H20 |3-процесс восстановления, H+1 – окислитель ----------------------------------------------------------------- 2 АL0+6Н+1 = 2 АL+3 +3Н20

  • Слайд 19

    Решение:

    5. Перенести полученные коэффициенты с учетом числа атомов элементов, участвующих в процессах, в молекулярное уравнение и, используя закон сохранения массы, уравнять его. 2AL +6HCL → 2ALCL3 +3H2

  • Слайд 20

    Проверить число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения: В левой части правой части 2 атома AL= 2 атома AL; 6 атомов Н = 6 атомов Н 6 атомов CL = 6 атомов CL

  • Слайд 21

    Вывод: реакция уравнена. Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление окислением. Не бывает одного процесса без другого. ОВР – это единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.

  • Слайд 22

    Возникают трудности

    с определением числа электронов и типа процесса (т.е. +ē или – ē). Например, N +5 ? хē →N+2 Можно рекомендовать следующий прием: 5 – 2 = +3 Или алгебраическое уравнение, обозначив число электронов через х. электроны заряжены отрицательно, учтем это при составлении уравнения: +5 + (-х) = +2 +5 – 2 = х Х = 3 Надо принять 3 электрона. Записываем это: N +5 +3ē →N+2 окислитель (восстановитель).

  • Слайд 23

    Следующий пример:

    N -5 ? хē →N+3 -2 + (-х) = +3 -2 + (-3) = х Х = -5 N -2 -5ē →N+3 восстановитель (окисляется).

  • Слайд 24

    Задание для закрепления.

    Рассмотрите следующие примеры: а) S+6 →S0 в)S+6→S-2 б) S+4→S-2 г)S+4→S+6 Укажите окислитель и восстановитель в следующих реакциях. а) N2 + O2 →2NO б) 2 F2 + 7O2 →2 F2O7 в) Fe + S → FeSг) S + O2 → SO2 д) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O ж) Mg + H2SO4→Mg SO4+ H2S ↑+ H2O  

  • Слайд 25

    Домашнее задание:

    Расставьте коэффициенты c помощью электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель в следующих реакциях: a) К + HCL→HCL + H2 б) N2+O2 →N2O3 в) Zn + H2SO4→ Zn SO4+ S↓ + H2O г) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O  

  • Слайд 26

    Литература:

    М.Ю. Горковенко, Поурочные разработки по химии. 8 класс. Москва «Вако» 2004г. стр.57-58, 140. В.Н. Доронькин, А.Г.Бережная, Т.В. Сажнева, В.А. Февралева. Тематические тесты для подготовки к ЕГЭ. Легион Ростов – на - Дону 2012г.. стр. 4-12. В.Е.Морозов, Сборник элективных курсов. Химия 10-11 классы. Волгоград : Учитель, 2007г. Г.Е. Рудзитис, Ф.Г.Фельдман. Химия 9 класс. Издательство «Просвещение», 2008г. стр.17-19  

Посмотреть все слайды

Предложить улучшение Сообщить об ошибке