Презентация тему окислительно восстановительные реакции. Презентация по химии на тему "окислительно-восстановительные реакции". Стандартный электродный потенциал

Окислительно- восстановительные реакции самые распространенные и играют большую роль в природе. Они являются основой жизни на Земле, так как с ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений и нервная деятельность человека и животных.

Дыхание В процессе дыхания углевод, жиры и белки в реакциях биологического окисления и постепенной перестройки органического скелета отдают спои атомы водорода с образованием восстановленных форм. Последние при окислении в дыхательной цепи освобождают энергию, которая аккумулируется в активной форме в сопряженных реакциях синтеза АТФ.

Химическая коррозия металлов После разрушения металлической связи, атомы металла и атомы, входящие в состав окислителей, образуют химическую связь. Такой тип коррозии присущ средам, которые не способны проводить электрический ток – это газы, жидкие неэлектролиты.

Описание презентации по отдельным слайдам:

1 слайд

Описание слайда:

Выполнила: Учитель химии Баймухаметова Батила Тургинбаевна Окислительно-восстановительные реакции

2 слайд

Описание слайда:

Девиз урока «Кто-то теряет, а кто-то находит…» Сами, трудясь, вы сделаете все и для близких людей и для себя, а если при труде успеха не будет, неудача – не беда, попробуйте ещё. Д. И. Менделеев.

3 слайд

Описание слайда:

4 слайд

Описание слайда:

Тема урока: «Окислительно-восстановительные реакции» Цель: Познакомиться с окислительно-восстановитель-ными реакциями и выяснить, в чём отличие обменных реакций от окислительно-восстановительных реакций. Научиться определять в реакциях окислитель и восстановитель. Научиться составлять схемы процессов отдачи и принятия электронов. Познакомиться с важнейшими окислительно-восстановительными реакциями, встречающимися в природе.

5 слайд

Описание слайда:

Быть может, эти электроны- Миры, где пять материков, Искусства, знанья, войны, троны И память сорока веков! Еще, быть может, каждый атом- Вселенная, где сто планет; Там - все, что здесь, в объёме сжатом, Но также то, чего здесь нет. В. Брюсосова.

6 слайд

Описание слайда:

Что такое степень окисления? Степень окисления – это условный заряд атома химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равняться нулю, что зависит от природы соответствующих соединений. Одни элементы имеют: постоянные степени окисления, другие - переменные. Элементы с постоянной положительной степенью окисления относятся - щелочные металлы: Li+1, Na+1, K+1, Rb+1, Cs+1, Fr+1, следующие элементы II группы периодической системы: Ве+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ва+2, Ra+2, Zn+2, а также элемент III А группы - А1+3 и некоторые другие. Металлы в соединениях всегда имеют положительную степень окисления. Из неметаллов постоянную отрицательную степень окисления (-1) имеет F. В простых веществах, образованных атомами металлов или неметаллов, степени окисления элементов равны нулю, например: Na°, Al°, Fe°, Н2, О2, F2, Cl2, Br2. Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н20), -1 (NaH). Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н20), -1 (Н2О2), +2 (OF2).

7 слайд

Описание слайда:

Важнейшие восстановители и окислители Восстановители: Окислители: Металлы-простые вещества Водород Углерод Оксид углерода(II) (CO) Сероводород (H2S) Оксид серы(IV) (SO2) Сернистая кислота H2SO3 и ее соли Галогеноводородные кислоты и их соли Катионы металлов в промежуточных степенях окисления:SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3 Азотистая кислота HNO2 Аммиак NH3 Оксид азота(II) (NO) Галогены Перманганат калия(KMnO4) Манганаткалия (K2MnO4) Оксид марганца (IV)(MnO2) Дихромат калия (K2Cr2O7) Азотная кислота (HNO3) Серная кислота (конц.H2SO4) Оксид меди(II) (CuO) Оксид свинца(IV) (PbO2) Пероксид водорода (H2O2) Хлорид железа(III) (FeCl3) Органическиенитросоединения

8 слайд

Описание слайда:

Степень окисления марганца в соединении перманганата калия KMnO4. 1.Степень окисления калия +1, кислорода -2. 2.Подсчитаем число отрицательных зарядов: 4 (-2) = - 8 3.Число положительных зарядов у марганца – 1. 4.Составляем следующее уравнение: (+1) + х+ (-2)*4 =0 1+ х - 8=0 Х = 8 - 1 = 7 Х= +7 +7 – это степень окисления марганца в перманганате калия.

9 слайд

Описание слайда:

Правила определения степеней окисления 1 .Степень окисления элемента в простом веществе равно 0. Например: Са, Н2, Cl2, Na. 2 .Степень окисления фтора во всех соединениях, кроме F2, равна – 1. Пример: S+6F6-1 3 .Степень окисления кислорода во всех соединениях, кроме О2, О3, F2-1O+2 и перекисных соединениях Na2+1 O-12; Н2+1О-12 равна –2 Примеры: Na2O-2, BaO-2, CO2-2. 4 .Степень окисления водорода равна +1, если в соединениях есть хотя бы один неметалл, -1 в соединениях с металлами (гидридах) 5. Степень окисления О в Н2 Примеры: C-4H4+1 Ba+2H2-1 H2 Степень окисления металлов всегда положительна (кроме простых веществ). Степень окисления металлов главных подгрупп всегда равна номеру группы. Степень окисления побочных подгрупп может принимать разные значения. Примеры: Na+ Cl-, Al2+3O3-2, Cr2+3 O3-2, Cr+2O-2. 6 . Максимальная положительная степень окисления равна номеру группы (исключения Cu+2, Au+3). Минимальная степень окисления равна номеру группы минус восемь. Примеры: H+1N+5O-23, N-3H+13. 7 . Сумма степеней окисления атомов в молекуле (ионе) равна 0 (заряду иона).

10 слайд

Описание слайда:

Лабораторная работа Правила техники безопасности. Опыт 1. Проведите химическую реакцию между растворами сульфата меди (II) и гидроксида натрия. Опыт 2. 1.Поместите в раствор сульфата меди (II) железный гвоздь. 2.Составьте уравнения химических реакций. 3.Определите тип каждой химической реакции. 4.Определите степень окисления атома каждого химического элемента до реакции и после реакции. 5.Подумайте, чем отличаются эти реакции?

11 слайд

Описание слайда:

Ответы: Cu+2S+6O4-2 +2Na +1O-2H+1Cu +2(O -2H+1)2+Na2 +1S +6O4-2 – реакция обмена Cu+2S+6O4-2 + Fe0 Fe+2 S+6O4 -2+Сu0 – реакция замещения Реакция №2 отличается от реакции №1 тем, что в данном случае изменяется степень окисления у атомов химических элементов до реакции и после реакции. Обратите внимание на это важное отличие двух реакций. Вторая реакция является ОВР. Подчеркнем в уравнении реакции символы химических элементов, которые поменяли степень окисления. Выпишем их и укажем, что атомы сделали со своими электронами (Отдали или приняли?), т.е. переходы электронов. Cu+2 + 2 е-  Сu0 – окислитель, восстанавливается Fe0 - 2 е-  Fe+2 - восстановитель, окисляется

12 слайд

Описание слайда:

Классификация окислительно-восстановительных реакций 1.Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами: 2Са0 + O20 → 2 Са+2O-2 Са - восстановитель; O2 - окислитель Cu+2O + C+2O → Cu0 + C+4O2 CO - восстановитель; CuO – окислитель Zn0 + 2HCl → Zn+2Cl2 + H20 Zn - восстановитель; HСl - окислитель Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4 → I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O KI - восстановитель; MnO2 - окислитель.

13 слайд

Описание слайда:

2.Внутримолекулярные окислительно - восстановительные реакции Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель. 4Na2Cr2O7 → 4Na2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2 Cr+6- окислитель; О-2 - восстановитель

14 слайд

Описание слайда:

3.Реакции диспропорционирования Окислительно - восстановительные реакции, в которых один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления. 3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O Сера в степени окисления 0 является и окислителем и восстановителем. 4.Реакции компропорционирования Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента в различных степенях окисления в результате реакции приобретают одну степень окисления. 5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 → 3Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O Br+5 – окислитель; Br-1 – восстановитель

15 слайд

Описание слайда:

Алгоритм составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса 1.Записывают схему реакции KMnO4+KI+H2SO4→MnSO4+ I2+K2SO4+H2O 2. Проставляют степени окисления атомов элементов, у которых она изменяется KMn+7O4+ KI-+ H2SO4→ Mn+2SO4+ I20+ K2SO4+ H2O 3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления, и определяют число электронов, принятых окислителем и отданных восстановителем. Mn+7 + 5ē → Mn+2 2I-1 - 2ē → I20 4.Уравниваютчисло принятых и отданных электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления. Mn+7 + 5ē → Mn+22 2I-1 - 2ē → I205 2Mn+7 + 10I-1 → 2Mn+2 + 5I20 5.Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции. 2KMnO4+10KI+8H2SO4→2MnSO4+5I2+6K2SO4+ 8H2O

16 слайд

Описание слайда:

Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, при котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

17 слайд

Описание слайда:

Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления и, как правило, изменяются степени окисления элементов. Рассмотрим процесс на примере взаимодействия цинка с разбавленной серной кислотой:

18 слайд

Описание слайда:

Запомним: 1.Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. 2.Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается. 3.Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается. 4.Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями. 5.Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями. 6.Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением. 7.Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.

Творческое название проекта "Кто-то теряет, а кто-то находит..." .

Координатор проекта Дробот Светлана Сергеевна , учитель химии, [email protected]

Учебный предмет - химия .

Участниками проекта стали одиннадцатиклассники.

Проект проводился с октябрь по декабрь (3 месяца) в 11 М классе.

Тема "Окислительно-восстановительные реакции" проходит красной нитью через весь курс химии в школе (8, 9 и 11кл) и является очень сложной для понимания процессов происходящих в результате этих реакций.

Основополагающий вопрос: Возможен ли конец света?

По этой теме были сформулированы следующие проблемные вопросы:

1.Где в окружающем нас мире мы встречаемся с ОВР?
2.В чем отличие обменных реакций от окислительно-восстановительных?
3.Чем отличается степень окисления от валентности?
4.Какие особенности протекания ОВР в органической химии?

Проблемные вопросы были составлены таким образом, чтобы как можно подробнее показать все явления, связанные с окислительно-восстановительными процессами, происходящими в окружающем нас мире и вызвать интерес у ребят к изучению этих сложных химических процессов.

Учащимися были проведены исследовательские работы по поставленным перед ними проблемным вопросам. Они работали по двум направлениям. Одни проводили исследования, рассматривая ОВР как химический процесс:

1. Валентность и степень окисления.
4. ОВР в органической химии.
3. Что такое ОВР и что такое РИО.
4. Анод + катод = электролиз
5. Окислительно-восстановительные реакции

А другие с точки зрения практической значимости данных процессов:
1. В царстве рыжего дьявола.
2. Вы еще не в белом? Тогда мы идем к вам!
3. Семь чудес в живой и неживой природе.
4. Этот День Победы...

Презентацию "В царстве рыжего дьявола" можно использовать не только как исследовательскую работу, но и на уроках химии при объяснении данной темы потому, что здесь объясняется понятие коррозии, сущность этого процесса, классификация - химическая, электрохимическая, механохимическая; способы защиты от коррозии. А материал: виды коррозии, Знаете, ли Вы что.. выходит за рамки учебной программы.

В презентации "Вы еще не в белом?…" идет речь о применении окислительно-восстановительных реакций в быту. Стирка по-научному - выведение пятен иода, пятен различного вида; рекомендации обращения с изделиями из натуральной шерсти; о составе порошков и о роли того или иного компонента при стирке.

"Семь чудес живой и неживой природы". В этой презентации рассказывается о семи чудесах живой и неживой природы - горение, коррозия металлов, взрыве, электролизу, гниении, брожении, фотосинтезе. В результате был сделан вывод: эти семь чудес живой и неживой природы относятся к окислительно-восстановительным реакциям, окружающим нас и играющим огромную роль в нашей жизни.

"Этот день Победы". Применение окислительно-восстановительных реакций на войне.

Творческим итогом исследовательских работ учащихся становится образовательный сайт . Сайт объединяет в себе весь материал по теме. В нем же находится проверочный тест, который позволяет проверить знания и получить оценку. Преимущество данного сайта в том, что он доступен любому учащемуся по сети Интернет.

Подводя итоги своих исследовательских работ, учащиеся пришли к выводу, что весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции в основном окислительно-восстановительные и пока в природе существуют окислительно-восстановительные процессы, конец света невозможен.

В ходе работы над проектом был разработан дидактический материал (тесты, методы определения валентности, степени окисления; составление ОВР методом электронного баланса, составление ОВР методом полуреакций, правило составления реакций ионного обмена).

Работая над проектом, было использовано большое количество научной, методической, научно-популярной литературы.

Так же были использованы ресурсы Интернет.

Наш проект поможет учащимся самостоятельно разобраться в трудных вопросах данной темы, а так же подготовиться к сдаче ЕГЭ по химии.

Весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции в основном окислительно-восстановительные.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

• 1.ОВР.Классификация ОВР.
• 2.Метод электронного баланса.
• 3.Метод полуреакций.

• Закрепить умения учащихся применять понятие «степень окисления» на практике.
• Обобщать и дополнять знания учащихся об опорных понятиях теории ОВР.
• Совершенствовать умение учащихся применять эти понятия к объяснению фактов.

• Познакомить учащихся с сущностью метода полуреакций.
• Сформировать умение выражать сущность окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, ионно-электронным методом.

• Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.
• Восстановителем называют реагент, который отдает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.

• Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления .
• Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.

• 1. Если элемент проявляет в соединении высшую степень окисления, то это соединение может быть окислителем.
• 2. Если элемент проявляет в соединении низшую степени окисления, то это соединение может быть восстановителем.
• 3. Если элемент проявляет в соединении промежуточную степень окисления, то это соединение может быть как воcстановителем, так и окислителем.
• Задание:
• Предскажите функции веществ в окислительно-восстановительных реакциях:

• Вопросы:
• 1. Что называется процессом восстановления?
• 2. Как изменяется степень окисления элемента при восстановлении?
• 3. Что называется процессом окисления?
• 4. Как изменяется степень окисления элемента при окислении?
• 5. Определите понятие «восстановитель».
• 6. Определите понятие «окислитель».
• 7. Как предсказать функцию вещества по степени окисления элемента?
• 8. Назовите важнейшие восстановители и окислители.
• 9.Какие реакции называются окислительно-восстановительными?

• По изменению степени окисления атомов элементов

• Окислительно-восстановительные

• Без изменения степени окисления атомов элементов
• К ним относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения

• Окислительно-восстановительными
• называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.

• реакции межмолекулярного окисления-восстановления

• реакции внутримолекулярного окисления-восстановления,

• реакции диспропорционирования, дисмутации или самоокисления-самовосстановления

• Частицы- доноры электронов (восстановители) – и частицы- акцепторы электронов (окислители) – находятся в разных веществах.
• К этому типу относится большинство ОВР.

• Донор электронов - восстановитель- и акцептор электронов – окислитель – находятся в одном и том же веществе.

• Атомы одного и того же элемента в веществе выполняют одновременно функции и доноров электронов (восстановителей) и акцепторов электронов (окислителей).
• Эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы химических элементов в промежуточной степени окисления.

• Для составления окислительно-восстановительных реакций используют:
• 1) метод электронного баланса
• 2) Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций, или ионно-электронным методом

• Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов, смещаемых от восстановителя к окислителю.
• Метод применяют для составления уравнений реакций, протекающих в любых фазах. В этом универсальность и удобство метода.
• Недостаток метода - при выражении сущности реакций, протекающих в растворах, не отражается существование реальных частиц.

• 1.Составить схему реакции.
• 2. Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.
• 3. Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов. В первом случае выполнить все последующие операции.
• 4. Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются.

• 5. Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в процессе реакции.
• 6. В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещения электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещения электронов к атому элемента)
• 7. Определить восстановитель (атом элемента, от которого смещаются электроны) и окислитель (атом элемента, к которому смещаются электроны).

• 8. Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.
• 9. Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.
• 10. Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора.
• 11. Проверить уравнение реакции.

• Метод основан на составлении ионно-электронных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц и последующим суммированием их в общее уравнение.
• Метод применяется для выражения сущности окислительно-восстановительных реакций, протекающих только в растворах.
• Достоинства метода.
• 1. В электронно-ионных уравнениях полуреакций записываются ионы, реально существующие в водном растворе, а не условные частицы. (Например, ионы а не атом азота со степенью окисления +3 и атом серы со степенью окисления +4.)
• 2. Понятие «степень окисления» не используется.
• 3. При использовании этого метода не нужно знать все вещества: они определяются при выводе уравнения реакции.
• 4. Видна роль среды как активного участника всего процесса.

• (на примере взаимодействия цинка с концентрированной азотной кислотой)
• 1. Записываем ионную схему процесса, которая включает только восстановитель и продукт его окисления, и окислитель и продукт его восстановления:

• ЕГЭ. ХИМИЯ: Универсальный справочник/ О.В.Мешкова.- М.: ЭКСМО, 2010.- 368с.