Урок по химии Окислительно-восстановительные реакции 11 класс

Урок по теме:

Окислительно-восстановительные реакции.

11 класс

Габриелян

Цель урока: Обобщить, систематизировать и расширить знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях, важнейших окислителях и продуктах их восстановления.

Задачи:

1. Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

2. Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости от активности металлов, концентрации кислот и реакции среды раствора.

3. Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца.

4. Показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.

5. Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.

Ход урока

1. Организационный момент

Добрый день!

Тема нашего урока: «Окислительно – восстановительные реакции» (Презентация. слайд 1)

Какие по типу химические реакции вы знаете? (соединения, разложения, замещения, обмена, экзо и эндотермические, обратимые и необратимые, окислительно-восстановительные каталитические)

Окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Важнейшие процессы на планете связаны с этим типом химических реакций. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу XX века была создана электронная теория окислительно – восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные положения этой теории, метод электронного баланса, научиться составлять уравнения химических реакций, протекающих в растворах, и выяснить от чего зависит механизм таких реакций.

2. Повторение и обощение изученного ранее материала

Для вас тема ОВР не нова, она проходит красной нитью через весь курс химии. Поэтому предлагаю повторить некоторые понятия и умения по данной теме.

Первый вопрос: «Что такое степень окисления?». Без этого понятия и умения расставлять степени окисления химических элементов не возможно рассмотрение данной темы.

Предполагаемы ответы учащихся /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.

Например, к элементам с постоянной положительной степенью окисления относят 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°, Н2⁰, О2⁰, F2⁰, Cl2⁰, Br2⁰.

Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н20), -1 (NaH).

Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н20), -1 (Н2О2), +2 (OF2).

Следует помнить, что в целом молекула электронейтральна, поэтому в любой молекуле алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона.

Например, рассчитаем степень окисления хрома в дихромате калия K2Cr2O7.

1. Степень окисления калия +1, кислорода -2.

2. Подсчитаем число отрицательных зарядов: 7 • (-2) = -14

3. Число положительных зарядов должно быть + 14. На калий приходится два положительных заряда, следовательно, на хром – 12.

4. Так как в формуле два атома хрома, 12 делим на два: 12 : 2 = 6.

5. + 6 – это степень окисления хрома.

Проверка: алгебраическая сумма положительных и отрицательных степеней окисления элементов равна нулю, молекула электронейтральна.

Самостоятельная работа № 1 по инструктивной карте: пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: MnO2, H2SO4, K2SO3, H2S, KMnO4.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА

1. NH3

   В)

   KNO2

   Г)

   NO

   
   

   – 3

2. – 2

3. +2

4. + 3

5. +4

6. +5

Ответы: 6143

Что же представляют собой окислительно – восстановительные реакции с точки зрения понятия «степень окисления химических элементов»? (слайд 2)

Предполагаемы ответы учащихся / Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления и, как правило, изменяются степени окисления элементов./

• Выберите из уравнений реакций только окислительно-восстановительные:

1. Br2 + KI → I2 + KBr

2. SO3 + 2NaOН = Na2SO4 + Н2О

3. H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2

4. СuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Ответ:1,3

Рассмотрим процесс на примере взаимодействия цинка с разбавленной серной кислотой:

[pic]

При составлении этого уравнения 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.

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.
   Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.

5. Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.

6. Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.

Самостоятельная работа № 2 по инструктивной карте: методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно –восстановительной реакции:

MnO2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + H2O (2MnO2 + 2H2SO4 → 2MnSO4 + O2 +2H2O)

Однако научиться находить коэффициенты в ОВР еще не значит уметь их составлять. Нужно знать поведение веществ в ОВР, предусматривать ход реакций, определять состав образующихся продуктов в зависимости от условий реакции.

Для того чтобы разобраться, в каких случаях элементы ведут себя как окислители, а в каких – как восстановители, нужно обратиться к периодической системе Д.И.Менделеева. Если речь идет о простых веществах, то восстановительные свойства должны быть присущи тем элементам, которые имеют больший по сравнению с остальными атомный радиус и небольшое (1 - 3) число электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому они могут сравнительно легко их отдавать. Это в основном металлы. Наиболее сильными восстановительными свойствами из них обладают щелочные и щелочноземельные металлы, расположенные в главных подгруппах I и II групп (например, натрий, калий, кальций и др.).

Наиболее типичные неметаллы, имеющие близкую к завершению структуру внешнего электронного слоя и значительно меньший по сравнению с металлами того же периода атомный радиус, довольно легко принимают электроны и ведут себя в окислительно-восстановительных реакциях как окислители. Наиболее сильными окислителями являются легкие элементы главных подгрупп VI – VII групп, например фтор, хлор, бром, кислород, сера и др.

Вместе с тем надо помнить, что деление простых веществ на окислители и восстановители так же относительно, как и деление на металлы и неметаллы. Если неметаллы попадают в среду, где присутствует более сильный окислитель, то они могут проявлять восстановительные свойства. Элементы в разных степенях окисления могут вести себя по-разному.

Если элемент имеет свою высшую степень окисления, то он может быть только окислителем. Например, в HN⁺⁵O3 азот в состоянии + 5 может быть только окислителем и принимать электроны.

Только восстановителем может быть элемент, находящийся в низшей степени окисления. Например, в N^-3Н3 азот в состоянии -3 может отдавать электроны, т.е. является восстановителем.

Элементы в промежуточных положительных степенях окисления могут, как отдавать, так и принимать электроны и, следовательно, способны вести себя как окислители или восстановители в зависимости от условий. Например, N⁺³, S⁺⁴ . Попадая в среду с сильным окислителем, ведут себя как восстановители. И, наоборот, в восстановительной среде они ведут себя как окислители.

По окислительно – восстановительным свойствам вещества можно разделить на три группы:

1. окислители

2. восстановители

3. окислители - восстановители

Самостоятельная работа № 3 по инструктивной карте: в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO2 проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:

1. 2MnO2 + O2 + 4KOH = 2K2MnO4 + 2H2O (MnO2 – восстановитель)

2. MnO2 + 4HCI = MnCI2 + CI2 + 2H2O (MnO2 – окислитель)

3. Углубление и расширение знаний

Важнейшие окислители и продукты их восстановления

1. Серная кислота - Н2SO4 является окислителем

А) Уравнение взаимодействия цинка с разбавленной Н2SO4 (слайд 3)

Какой ион является окислителем в данной реакции? (H⁺)

Продуктом восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, является H2.

Б) Рассмотрим другую реакцию – взаимодействие цинка с концентрированной Н2SO4 (слайд 4)

Какие атомы меняют степень окисления? (цинк и сера)

Концентрированная серная кислота (98%) содержит 2% воды, и соль получается в растворе. В реакции участвуют фактически сульфат – ионы. Продуктом восстановления является сероводород.

В зависимости от активности металла продукты восстановления концентрированной Н2SO4 разные: H2S, S, SO2.

Чем выше активность металла, тем дальше (глубже) идет восстановление серы (вплоть до низшей степени окисления - 2) (слайд 5)

На схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот

2. Другая кислота – азотная – также окислитель за счет нитрат – иона NO3^-. Окислительная способность нитрат – иона значительно выше иона H⁺, и ион водорода не восстанавливается до атома, поэтому при взаимодействии азотной кислоты с металлами, никогда не выделяется водород, а образуются различные соединения азота. Это зависит от концентрации кислоты и активности металла. Разбавленная азотная кислота восстанавливается глубже, чем концентрированная (для одного и того же металла) (слайд 6)

На схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот

Золото и платина не реагируют с HNO3, но эти металлы растворяются в «царской водке» - смеси концентрированных соляной и азотной кислот в соотношении 3 : 1.

Au + 3HCI (конц.) + HNO3 (конц.) = AuCI3 + NO + 2H2O

3. Наиболее сильным окислителем из числа простых веществ является фтор. Но он слишком активен, и его трудно получить в свободном виде. Поэтому в лабораториях в качестве окислителя используют перманганат калия KMnO4. Его окислительная способность зависит от концентрации раствора, температуры и среды.

Реакции окисления – восстановления могут протекать в различных средах. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами: среда влияет на изменение степеней окисления атомов.

Обычно для создания кислотной среды добавляют серную кислоту. Соляную и азотную применяют реже, т.к. первая способна окисляться, а вторая сама является сильным окислителем и может вызвать побочные процессы. Для создания щелочной среды применяют гидроксид калия или натрия, нейтральной – воду.

Продукты восстановления KMnO4 (MnO4^-):

1. в кислой среде – Mn⁺² (соль), бесцветный раствор;

2. в нейтральной среде – MnO2, бурый осадок;

3. в щелочной среде - MnO4^2- , раствор зеленого цвета. (слайд 9,)

К схемам реакций:

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

KMnO4 + Na 2SO 3 + H2O → MnO2↓ + Na2SO4 + KOH

KMnO4 + Na 2SO3 + КOH → Na2SO4 + K2MnO4 + H2O

Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель (слайд 10)

(Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно)

[pic]

(слайд 11)

Значение окислительно – восстановительных реакций

В рамках одного урока невозможно рассмотреть все многообразие окислительно-восстановительных реакций. Но их значение в химии, технологии, повседневной жизни человека трудно переоценить.

Ученик: Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе получения металлов и сплавов, водорода и галогенов, щелочей и лекарственных препаратов.

С окислительно – восстановительными реакциями связано функционирование биологических мембран, многие природные процессы: обмен веществ, брожение, дыхание, фотосинтез. Без понимания сущности и механизмов протекания окислительно-восстановительных реакций невозможно представить работу химических источников тока (аккумуляторов и батареек), получение защитных покрытий, виртуозную обработку металлических поверхностей изделий.

Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная, или белильная, известь.

Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод.

4. Закрепление изученного материала

Тест:

1. В кислой среде KMnO4 восстанавливается до:

   1. соль Mn⁺²

   2. MnO2

   3. K2MnO4

2. Концентрированная H2SO4 при обычной температуре пассивирует:

   1. Zn

   2. Сu

   3. AI

3. Концентрированная HNO3 не реагирует с металлом:

   1. Ca

   2. Au

   3. Mg

4. Разбавленная HNO3 с активными металлами восстанавливается до:

   1. NO

   2. N2

   3. N2O

5. Какой продукт восстановления KMnO4 пропущен: 2KMnO4 + 3K2SO 3 + H2O = + 3K2SO4 + 2KOH

1. 1. MnO2

   2. 2MnSO4

   3. K2MnO4

(взаимопроверка тестов в парах)

5. Домашнее задание

Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты методом электронного баланса:

1. AI + H2SO4 (конц.) →

2. Ag + HNO3 (конц.) →

3. KBr + KMnO4 + H2SO4 → …….. + Br2 + K2SO4 + H2O (слайд 13)

6.Подведение итогов урока

Инструктивная карта

I. Повторение и обобщение изученного ранее материала

Задание 1: Рассчитайте степени окисления элементов в соединениях:

MnO2, H2SO4, K2SO3, H2S, KMnO4 .

Задание 2: Методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно – восстановительной реакции:

MnO2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + H2O

Задание 3: В какой из приведенных схем уравнений реакций MnO2 проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:

А) 2MnO2 + O2 + 4KOH = 2K2MnO4 + 2H2O Б) MnO2 + 4HCI = MnCI2 + CI2 + 2H2O

II. Углубление и расширение знаний:

Задание: К схемам реакций:

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

KMnO4 + Na 2SO 3 + H2O → MnO2↓ + Na2SO4 + KOH

KMnO4 + Na 2SO3 + КOH → Na2SO4 + K2MnO4 + H2O

Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.

III. Закрепление изученного материала

Тест:

1.В кислой среде KMnO4 восстанавливается до:

А) соль Mn⁺² Б) MnO2 В) K2MnO4

2.Концентрированная H2SO4 при обычной температуре пассивирует:

А) Zn Б) Сu В) AI

3.Концентрированная HNO3 не реагирует с металлом:

А) Ca Б) Au В) Mg

4.Разбавленная HNO3 с активными металлами восстанавливается до:

А)NO Б) N2 В) N2O

5. Какой продукт восстановления KMnO4 пропущен:

2KMnO4 + 3K2SO 3 + H2O = + 3K2SO4 + 2KOH

А) MnO2 Б) 2MnSO4 В) K2MnO4

Оценка за тест (по результатам взаимопроверки)

IV. Домашнее задание

Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты:

1. AI + H2SO4 (конц.) →

2. Ag + HNO3 (конц.) →

3. KBr + KMnO4 + H2SO4 → …….. + Br2 + K2SO4 + H2O

[pic]

[pic]

[pic]