Уравнение реакций урок 9 класс

Урок по теме «Окислительно-восстановительные реакции». 9-й класс

Класс: 9

Презентация к уроку

Учебник: Рудзитис Г.Е, Фельдман Ф.Г. Химия: учебник для 9 класса общеобразовательных учреждений / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 12-е изд. – М.: Просвещение, ОАО “Московские учебники”, 2009. – 191 с

Цель: сформировать представление учащихся о окислительно-восстановительных процессах, их механизме

В ходе работы учащиеся

приобретут

• способность анализировать и объективно оценивать жизненные ситуации, связанные с химией, навыками безопасного обращения с веществами, используемыми в повседневной жизни; умением анализировать и планировать экологически безопасное поведение в целях сохранения здоровья и окружающей среды
• умение устанавливать связи между реально наблюдаемыми химическими явлениями и процессами, объяснять причины многообразия веществ, зависимость свойств веществ от их строения;

овладеют научным подходом к составлению уравнению окислительно-восстановительных реакций

В ходе работы учащиеся смогут

• определять понятия, создавать обобщения, устанавливать аналогии, классифицировать, самостоятельно выбирать основания и критерии для классификации, устанавливать причинно-следственные связи, строить логическое рассуждение, умозаключение (индуктивное, дедуктивное и по аналогии) и делать выводы;
• создавать, применять и преобразовывать знаки и символы, модели и схемы для решения учебных и познавательных задач;
• применять экологическое мышление в познавательной, коммуникативной, социальной практике и профессиональной ориентации

В ходе работы учащиеся приобретут

• основы экологической культуры соответствующей современному уровню экологического мышления, опыт экологически ориентированной рефлексивно-оценочной и практической деятельности в жизненных ситуациях;

Элементы содержания, проверяемые заданиями КИМ ОГЭ

2.1. Химическая реакция. Условия и признаки протекания химических реакций. Химические уравнения.

2.2. Классификация химических реакций по изменению степеней окисления химических элементов

2.6. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель.

Умения и виды деятельности, проверяемые КИМ ГИА

Знать/понимать

• химическую символику: формулы химических веществ, уравнения химических реакций
• важнейшие химические понятия:, степень окисления, окислитель и восстановитель, окисление и восстановление, основные типы реакций в неорганической химии

1.2.1. характерные признаки важнейших химических понятий

1.2.2. о существовании взаимосвязи между важнейшими химическими понятиями

2.5.3. уравнения химических реакций.

Форма проведения: урок с использованием ИКТ, включением парных, индивидуальных форм организации учебно-познавательной деятельности учащихся.

Продолжительность учебного занятия: 45 минут.

Использование педагогических технологий: метод эвристического обучения, обучение в сотрудничестве

I. Проблематизация, актуализация, мотивация – 10 мин.

Фронтальная беседа

• Что такое атомы и ионы.
• Чем они отличаются?
• Что такое электроны?
• Что такое степень окисления?
• Как рассчитывается степень окисления?

На доске учащимся предлагается расставить степени окисления в следующих веществах:

II. Изучение нового материала. Объяснение учителя. 15 мин.

Основные понятия (слайд 2):

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, в которых изменяются степени окисления двух элементов, один из которых является восстановителем, а другой – окислителем

Восстановитель – это тот элемент, который в процессе реакции отдает электроны, и сам при этом окисляется

Окислитель – это тот элемент, который в процессе реакции принимает электроны, и сам при этом восстанавливается

Правила составления окислительно-восстановительных уравнений (слайд 3)

1. Запишем уравнение реакции (слайд 4).

2. Расставим степени окисления всех элементов

3. Выделим элементы, которые поменяли степени окисления

Видим, что в результате реакции поменяли степени окисления два элемента –

• сера (S) поменяла полностью (от – 2 до 0)
• aзот (N) поменял частично (от +5 до +2 поменял), часть осталась +5

4. Выпишем те элементы, которые поменяли степени окисления и покажем переход электронов (слайд 5.)

5. Составим электронный баланс, найдем коэффициенты

Переход е –	Число переданных элементом электронов	Наименьшее общее кратное между числом переданных электронов	Коэффициенты (находятся делением наименьшего общего кратного на число переданных электронов)
	3	6	2
	2		3

6. Подставим в уравнение коэффициенты, найденные в балансе (коэффициенты ставятся у веществ, элементы в которых поменяли степень окисления) (слайд 6).

7. Доставим недостающие коэффициенты методом уравнивания

8. По кислороду проверим правильность составления уравнения (слайд 7).

До реакции кислорода 24 атома = После реакции кислорода 24 атома

9. Выдели окислитель и восстановитель и процессы – окисления и восстановления

S -2 (в CuS) является восстановителем, т.к. отдает электроны

N +5 (в HNO₃) является окислителем, т.к. отдает электроны

III. Закрепление изученного материала (25 мин)

Учащимся предлагается выполнить задание в парах.

Задание 1. 10 мин. (слайд 8)

Учащимся предлагается составить уравнение реакции в соответствии с алгоритмом.

8

Задание 2. 15 мин. (слайды 9, 10)

Учащимся предлагается выполнить тест (в парах). Задания теста проверяются и разбираются на доске.

В уравнении реакции 2Al + 3Br₂=2AlBr₃ коэффициент перед формулой восстановителя равен

1. 2
2. 3
3. 1
4. 4

Какая из предложенных схем будет соответствовать восстановителю

1. S 0 > S -2
2. S +4 —> S +6
3. S -2 > S -2
4. S +6 —> S +4

В уравнении реакции 2SO₂ + O₂—>2SO₃ сера

1. окисляется
2. восстанавливается
3. ни окисляется, ни восстанавливается
4. и окисляется, и восстанавливается

Какой элемент является восстановителем в уравнении реакции

Схема Br -1 —>Br +5 соответствует элементу

1. окислителю
2. восстановителю
3. и окислителю, и восстановителю

Ответы на вопросы теста.

Переход е –	Число электронов	НОК	Коэффициенты
	2	4

Домашнее задание: параграф 5 упр. 6,7,8 стр. 22 (учебник).

Разработка урока по химии 9 класс «Ионные уравнения»

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

Урок химии 9 класс.

Тема: Реакции ионного обмена.

1.Сформировать у учащихся представления о реакций ионного обмена.

2. Научить составлять уравнения реакций ионного обмена между электролитами в молекулярном, полном ионном и сокращенном ионном виде.

3. Продолжить формирование практических навыков при работе с химическими веществами, умения обобщать и делать выводы.

Оборудование: химические реактивы: растворы HCl, H ₂ SO ₄ , KOH, BaCl ₂ , Na ₂ CO ₃ , Na ₂ SO ₄ , KCl, фенолфталеин.

1.Актуализация опорных знаний.

1.Какие вещества называются электролитами?

2. Растворимость веществ. Таблица растворимости.

3.Какие электролиты относят к сильным, а какие к слабым?

Из данного перечня веществ выберите вещества, которые относятся к сильным, какие к слабым электролитам: NaNO ₂ , H ₂ S , LiNO ₃ , HCl , Na ₂ S , Ba ( OH ) ₂ , Al ( OH ) ₃ , NaOH , HNO ₃ , H ₂ SO ₄ , HNO ₂ , K ₂ SO ₃ , CH ₃ COOH , NaNO ₂ , K ₂ CO ₃ .

4.Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих веществ:

б) Сульфат магния, гидроксид бария, фосфорная кислота, хлорид алюминия.

2.Мотивация к изучению нового учебного материала.

Что произойдет при сливании двух электролитов?

Какие процессы протекают в растворе при сливании двух и более электролитов?

3.Объяснение нового материала.

Опыт. К раствору хлорида бария прильем раствор сульфата калия. При этом образуется белый осадок.

Какое вещество выпало в осадок?

Для этого запишем уравнение реакции обмена и расставим коэффициенты:

Посмотрим в таблицу растворимости: BaSO ₄ – нерастворимое вещество, оно и образует белый осадок:

Изучая электролитическую диссоциацию, мы узнали, что в водном растворе , каждое из этих веществ распадается на ионы. Следовательно, реакции в растворах протекают между ионами. Эти реакции называются ионными .

Запишем уравнение реакций в ионном виде, пользуясь следующими правилами:

1.Составим полное ионное уравнение (вещества, которые растворимы записываются виде ионов, газы, нерастворимые, малодиссоциируемые вещества записываются в молекулярном виде):

Ва 2+ + 2С l — + 2 H + + SO ₄ 2- = Ва SO ₄

2.Приведем подобные. Найдем одинаковые ионы в левой и правой части уравнения, они не участвуют в реакции. Исключив их, запишем сокращенное ионное уравнение:

Сокращенное ионное уравнеие отражает суть реакции: ионы Ва 2+ связываются с ионами SO ₄ 2- и образуют осадок Ва SO ₄

1.Реакции ионного обмена протекают в строну связывания ионов.

2.Реакции ионного обмена протекают в сторону образования слабого электролита.

Проведем еще один опыт: в пробирку с раствором карбоната калия прильем раствор соляной кислоты. Что наблюдается?

Происходит вспенивание. Выделение пузырьков газа. Какой это газ?

Для определения газа составим уравнение реакции и расставим коэффициенты:

В результате реакции образуется H ₂ CO ₃ , но она неустойчива и тут же распадается на H ₂ O и CO _2.

Запишем ионные уравнения данной реакции:

2К + + С O ₃ 2- + 2 H + + 2 Cl —  2 K + + 2 Cl — + H ₂ O + CO ₂ – полное ионное уравнение

С O ₃ 2- + 2 H +  H ₂ O + CO ₂ – сокращенное ионное уравнение

И еще один опыт: Как вы думаете, что произойдет при смешивании раствора гидроксида натрия с разбавленной серной кислотой. Как называется такая реакция между кислотой и щелочью и какой реактив необходим для наблюдения изменений в растворе?

Взаимодействие кислоты с щелочью называется реакцией нейтрализации. А для наблюдения изменений в растворе можно использовать индикатор – фенолфталеин.

К раствору щелочи добавим несколько капель фенолфталеина – раствор приобрел малиновую окраску. А теперь будем по капля приливать серную кислоту. Окраска исчезла, раствор снова стал прозрачным. Почему? Запишем уравнение данной реакции:

2 Na + + OH — + 2 H + + SO ₄ 2 _—  2 Na + + SO ₄ 2- + H ₂ O

OH — + 2 H +  H ₂ O

Почему возможна данная реакция?

Образуется слабый электролит – вода.

Отработка навыков написания уравнений реакций ионного обмена.

1.Если в результате реакции выделяется малодиссоциирующее (мд) вещество – вода.

Молекулярное уравнение реакции щелочи с кислотой:

KOH (р) + HCl (р) = KCl(р) + H ₂ O (мд)

Полное ионное уравнение реакции:

K+ + OH– + H+ + Cl– = K+ + Cl– + H ₂ O

Сокращённое ионное уравнение реакции:

2. Если в результате реакции выделяется нерастворимое в воде вещество.

Молекулярное уравнение реакции щелочи с солью:

CuCl ₂ (р) + 2KOH (р) = 2KCl(р) + Cu(OH) ₂ ↓

Полное ионное уравнение реакции:

Cu2+ + 2Cl– + 2K+ + 2OH– = 2K+ + 2Cl– + Cu(OH) ₂ ↓.

Cокращенное ионное уравнение реакции:

Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2↓.

3. Если в результате реакции выделяется газообразное вещество.

Молекулярное уравнение реакции растворимой соли (сульфида) с кислотой:

K ₂ S + 2HCl = 2KCl + H ₂ S↑.

Полное ионное уравнение реакции:

2K+ + S 2– + 2H+ + 2Cl– = 2K+ + 2Cl – + H ₂ S↑.

Сокращённое ионное уравнение реакции:

4.Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций и запишите их в полном и сокращенном ионном виде:

Задания 1 уровня.

а ) CaCl ₂ + AgNO ₃ AgCl + Ca(NO ₃ ) _2;
б ) Na ₂ CO ₃ + Ва Cl ₂ BaCO ₃ + NaCl;
в ) HCl + NaOH NaCl + H ₂ O.

Задания 2 уровня.

При взаимодействии растворов каких веществ образуется осадок:

Задания 3 уровня.

Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между растворами:

а) гидроксида калия и нитрата меди (II);
б) соляной кислоты и гидроксида бария;
в) хлорида железа (III) и гидроксида натрия.

Сегодня на уроке мы узнали, что такое ионные реакции, в каком случае они возможны. Научились составлять полные и краткие уравнения таких реакций.

Составление уравнений реакций ионного обмена

Этот видеоурок доступен по абонементу

У вас уже есть абонемент? Войти

Данный урок продолжает тему «Реакции ионного обмена». Урок поможет закрепить умение составлять уравнения реакций ионного обмена в молекулярной и ионной формах, научит составлять по сокращенному ионному уравнению молекулярные.