Конспект урока по химии в 11 классе по теме «Окислительно-восстановительные реакции,изменение pH в ходе окислительно-восстановительной реакции»

Конспект урока по химии в 11 классе по теме «Окислительно-восстановительные реакции,изменение pH  в ходе окислительно-восстановительной реакции»

Конспект урока по химии подготовила: учитель высшее категории Икренникова Г.В.

Цель: углубить и расширить знания учащихся о составлении окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса, показать возможность образования кислоты или щелочи в ходе реакции

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. 4Сравнить рН растворов окислителей и восстановителей до и после протеканияокислительно-восстановительной реакции»
5. Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.
6. Оборудование: 3-химических стакана,(50мл)  промывалка с дистиллированной водой,растворы перманганата калия ,иодида калия, сульфита натрия,сульфата марганца, гидроксида натрия ,серной кислоты,Лбаратория Архимед,датчики: температурный,рН растворов

       ХОД УРОКА: 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.

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.

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

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

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.

Лабораторный опыт: (правила ТБ)

В четыре пронумерованные пробирки налито по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора серной кислоты, во вторую – воду, в третью – гидроксид калия, четвертую пробирку оставьте в качестве контрольной. Затем в первые три пробирки прилейте, осторожно взбалтывая, раствор сульфита натрия. Отметьте. Как изменяется окраска раствора в каждой пробирке. (слайды 7, 8)

Результаты лабораторного опыта:

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.  

Рассмотрим ОВР, где окислителем является КMnO4, в составе которого марганец находится в высшей степени окисления +7. Продукты восстановления КMnO4 зависят от кислотности среды:

в кислой восстанавливается до Mn+2 , в нейтральной – до MnO2, в щелочной – до K2MnO4

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.

а) KI + КMnO4 + . . . —>MnSO4+ I2 + K 2SO4 + H2O

Ответ: т.к в результате реакции получается Mn+2 , следовательно процесс протекает в кислой среде с участием серной кислоты и образуется сульфат калия.

10KI + 2КMnO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4+ 5 I2 + 6K 2SO4 +8 H2O

2I-1 -2e —> I20 5 - окисление, восстановитель

Mn+7 + 5e —> Mn+2 2- восстановление, окислитель

«Гидролиз солей»

Цель: Развить представление школьников о гидролизе солей, ввести количественную характеристику данного процесса

 Задачи:

·         Образовательные – сформировать представление о гидролизе солей, рассмотреть факторы, влияющие на смещение химического равновесия гидролитических реакций, установить взаимосвязи между строением и свойствами солей;

·                       Развивающие – развивать умения писать уравнения гидролиза, определять среду растворов, устанавливать образование кислых или основных солей в реакциях, экспериментальным путем определять рН среды, анализировать, сравнивать, объяснять полученные результаты.

·                       Воспитательные – формировать умения работать в группе.

Тип урока: изучение нового материала.

Методы обучения: эвристический, экспериментально-исследовательский.

Оборудование и реактивы: таблицы “Окраска индикаторов”, “Степень диссоциации кислот и щелочей”, “Растворимость солей, кислот и оснований в воде”;Температурный датчик,датчик рН, 5стаканов(50мл),промывалка,лаборатория Архимеда,растворы:карбоната натрия,хлорида железа(ш),хлорида железа(ц),фосфата натрия,гидрофосфата натрия,дигидрофосфата натрия, на столах учащихся: растворы солей NaCl, Al(NO₃)₃ , Nа₂СО_3, NaHSO₄, NaHCO_3, Na₃PO₄, Na₂HPO₄, NaH₂PO₄, универсальная индикаторная бумага

Планируемые результаты обучения: на изученных примерах уметь объяснять сущность гидролиза солей, записывать краткие и полные ионные уравнения реакций гидролиза, объяснять изменение кислотности среды и образование кислых или основных солей в этом процессе; объяснять процессы, протекающие в растворах, применять принцип Ле-Шателье для объяснения процессов гидролиза.

Ход урока: Как и любой вопрос, имеющий большое практическое значение и применение, основан на теории, а именно теории протекания химических явлений, теории растворов. Разминка.

·         Назовите формулы сильных оснований.

·         Назовите формулы слабых оснований.

·         Назовите формулы сильных кислот.

·         Назовите формулы слабых кислот.

·         По какому признаку эти вещества классифицируют на сильные и слабые?

·         Какие ионы образуются при диссоциации оснований?

·         Какова среда раствора в данном случае?

·         Какие ионы образуются при диссоциации кислот?

·         Какова среда раствора?

·         Сделайте вывод, присутствие каких ионов обуславливает щелочную и кислотную реакцию среды.

·         Как изменится цвет лакмуса в щелочной и кислотной среде?

2.    Химический эксперимент (работа в парах)

Перед вами четыре пробирки, в которых растворы кислоты, щелочи, дистиллированная вода, водопроводная вода. Подтвердим ваши ответы экспериментом. При работе не забывайте о правилах ТБ при обращении с химическими веществами.

Инструктивная карточка к лабораторной работе по теме: «Изменения цвета универсальной индикаторной бумаги в растворах кислот и щелочей».

1. Возьмите пробирку № 1 с раствором воды опустите в неё универсальную индикаторную бумагу.

2. Отметьте цвет индикаторной бумаги, сделайте вывод.

3. Возьмите пробирку № 2 с раствором кислоты опустите в неё универсальную индикаторную бумагу.

4. Отметьте цвет индикаторной бумаги, сделайте вывод.

5. Возьмите пробирку № 3 с раствором щёлочи опустите в неё универсальную индикаторную бумагу.

6. Возьмите пробирку № 4 с раствором дистиллированной воды опустите в неё универсальную индикаторную бумагу.

7. Отметьте цвет индикаторной бумаги, сделайте вывод.

Какова окраска универсальной индикаторной бумаги в пробирках? Результаты реакций в 1-3 пробирках мы легко можем объяснить. А как объяснить слабощелочную реакцию среды в пробирке с водопроводной водой? Вспомним, в чем различие дистиллированной воды и воды водопроводной. (присутствие растворенных солей). Значит, окраску лакмуса обуславливает наличие в воде растворенных солей. Можем ли мы, основываясь на имеющихся знаниях, объяснить результаты 4 опыта? Действительно, вы столкнулись с неизвестным пока для вас явлением, которое не можете грамотно истолковать на основании имеющегося у вас опыта и знаний. Это явление – гидролиз солей в водных растворах, и ему мы посвятим сегодняшний урок. Всегда ли нейтральны водные растворы солей? Вода – нейтральна, потому что содержит ионы водорода и ионы гидроксила в равных количествах.

H₂O = H⁺ + OH^–

Смещается ли равновесие при растворении в воде солей? Напомним, что при избытке ионов водорода H⁺  среда получается кислой, при избытке ионов гидроксила OH^–  ‑ щелочной. Соли состоят из двух ионов: катиона – положительно заряженного иона и аниона – отрицательно зараженного иона. Кислоты и основания бывают слабыми, малорастворимыми, и сильными ‑ растворимыми. Если соль образована равными по силе кислотой и основанием, раствор такой соли нейтрален. Когда силы не равны - кислотность определяет сильнейший. При растворении в воде многие соли способны смещать равновесие:H ₂O → H⁺ + OH^-

В ту или другую сторону вследствие взаимодействия между ионами соли и молекулами воды. Этот процесс называется гидролизом. Гидролиз соли- этообратимая обменная реакция, в которой изменяется концентрация ионов H⁺

раствора.Ее важной характеристикой является степень гидролиза- отношение количества гидрализованной соли к общему количеству соли, введенной в раствор.   Мы знаем, что соли – производные кислот и оснований. Растворимая соль в воде диссоциирует на составляющие ее ионы.Нитрат алюминия – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, диссоциирует следующим образом

Al(NO₃)₃ → Al ³⁺ + 3NO₃^-

Очевидно, что в растворе данной соли противоположно заряженные ионы объединятся.

Al ³⁺ + 3NO₃^- + 3H⁺ + 3OH^{- .} →Al (OH) ₃+3 H⁺ + 3 NO₃^-

Катионы алюминия прочно связывают гидроксид-ионы, так как гидроксид алюминия слабое основание и не подвергается диссоциации. Нитрат-ионы не могут быть связаны катионами водорода, так как азотная кислота – сильная и диссоциирует полностью. В результате – в растворе избыток катионов водорода, вследствии этого – среда раствора кислотная. Al(NO₃)₃ →Al(OH)₃+ HNO₃ слабое основание сильная кислота [OH^-] < [H⁺] Кислотная среда .

Для того, чтобы записать уравнение гидролиза, воспользуемся памяткой. 1. Определим состав соли: Al(NO₃)₃ сл. осн, с. к-та

2. Возьмем ион слабого электролита и напишем уравнение его взаимодействия с составными частями воды:

Al ³⁺ +3 HOH → Al (OH) ₃ +3 H^+.

На основании краткого ионного уравнения напишем молекулярное уравнение. Исходные вещества известны – соль и вода, продукты гидролиза составим, связывая образовавшиеся ионы с теми ионами соли, которые не участвуют в гидролизе:

Al (NO₃)₃ + H₂O →AlOH(NO₃ )₂ + HNO _3. Одним из продуктов данной обменной реакции является основная соль.

Сформулируем вывод: Раствор соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, имеет кислотную реакцию, так как в растворе избыток катионов водорода.

Карбонат натрия – соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, диссоциирует следующим образом

Na ₂CO₃ →2Na ⁺ + CO₃ ^2-

Карбонат-ионы прочно связывают катионы водорода, так как угольная кислота слабая. Катионы натрия не могут быть связаны гидроксид-ионами, так как гидроксид натрия – сильное основание и диссоциирует полностью.

2Na ⁺ + CO₃ ^2- + H⁺ + OH^{- .} →HCO ₃^-+ 2Na ⁺ + OH^-

В результате в растворе избыток гидроксид-ионов, вследствие чего среда щелочная.

Na ₂CO₃ → NaOH+ H ₂CO₃

сильное основание слабая кислота [OH-] > [H⁺] Щелочная среда Воспользовавшись памяткой, самостоятельно составьте молекулярное уравнение гидролиза карбоната натрия.

CO₃ ^2- + H⁺ +ОН^- →HCO ₃^- + OH^-

Na ₂CO₃ + H₂O→ NaHCO₃ + Na OH

Одним из продуктов данной обменной реакции является кислая соль. Сформулируем вывод: Раствор соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, имеет щелочную реакцию, так как в растворе избыток гидроксид-ионов.

Хлорид натрия – соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

NaCl →Na ⁺ + Cl ^–

H ₂O→ H ⁺ + OH^-

Хлорид натрия гидролизу не подвергается, так как в составе соли нет иона, который мог бы при взаимодействии с водой образовывать слабый электролит.

NaCl→ NaOH+ HCl

сильное основание сильная кислота [OH^-] ═ [H⁺] Среда нейтральная Сформулируем вывод: Раствор соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой, имеет нейтральную реакцию, так как в растворе равное количество катионов водорода и гидроксид-ионов.

Случай, когда соль образована слабым основанием и слабой кислотой более сложный и будет рассмотрен. Продукты гидролиза зависят от соотношения констант диссоциации основания и кислоты. Отмечу лишь, что зачастую гидролиз в данном случае идет необратимо, соль полностью разлагается водой. В этом случае в таблице растворимости в ячейке соответствующей соли стоит прочерк.

объяснение гидролиза сульфида алюминия.

Думаю, теперь мы сможем сформулировать определение понятия «гидролиз» Проанализируйте записи молекулярных уравнений рассмотренных процессов: К какому типу мы отнесем данные реакции? Какие вещества в них участвуют? В чем заключается сущность гидролиза? Какие продукты данных взаимодействий с точки зрения теории электролитической диссоциации мы получили?

Итак, гидролиз – это реакция обмена между некоторыми солями и водой приводящая к образованию слабого электролита.

III. ЗАКРЕПЛЕНИЕ

Можно ли по составу соли сделать заключение о возможности ее гидролиза? Это возможно с помощью таблицы растворимости. Нерастворимые соли гидролизу практически не подвергаются. Если соль в воде растворима, то следует выяснить, входит ли в ее состав катион, отвечающий слабому основанию, или анион, отвечающий слабой кислоте. Так отчего же водопроводная вода имеет слабощелочную среду? Из-за гидролиза солей, которые в качестве примесей имеются в водопроводной воде. Можем предположить, что это соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой. Предлагаю в качестве домашнего задания следующее: выяснить из дополнительных источников , какие соли находятся в нашей воде и составить уравнения их гидролиза.

.

Этапы урока	Деятельность учителя	Деятельность учащихся	Время
1. Актуализация знаний	Организует работу с текстом  (мотивирует на изучение темы “Гидролиз солей”.	определяют тему урока и задачи.	2 мин.
2. Изучение нового материала	Организует выполнение лабораторной работы №1: Испытайте предложенные растворы солей NaCl, АlCl3, Nа2СО3 универсальной индикаторной бумагой. Определите характер среды. Объясните полученные результаты. Предоставляет инструкцию, напоминает учащимся о правилах ТБ.	Выполняют лабораторный опыт №1. Определяют характер среды. Приходят к выводу о недостаточности имеющихся знаний для объяснения полученных результатов.	37 мин.
	Организует беседу для решения возникших у учеников затруднений в объяснении полученных результатов: - Что происходит с солями в растворе? (диссоциация) - Какие частицы находятся в растворе? (катионы и анионы) - Возможно ли взаимодействие ионов соли с полярными молекулами воды? В каких случаях оно возможно? (образование малодиссоциирующих частиц)	Приходят к выводу о взаимодействии ионов солей с молекулами воды, в результате чего в растворе накапливаются ионы водорода или гидроксид-ионы.
	Организует работу учащихся с текстом “Гидролиз солей” , консультирует учащихся.	Изучают процессы гидролиза солей, записывают уравнения гидролиза. Работают в группах, при необходимости обращаются к учителю за консультацией.
	Организует выполнение лабораторного опыта №2. Определите характер среды водных растворов гидросульфата натрия NaHSO4 и гидрокарбоната натрия NaHCO3. Объясните полученные результаты. Запишите уравнения протекающих реакций.	Выполняют лабораторный опыт №2. Анализируют состав солей, процессы гидролиза, записывают уравнение гидролиза: НСО3- + НОН <—> Н2СО3 +ОН-
	Организует беседу по вопросам: - Угольная кислота нестойкая. Почему же не наблюдается выделение углекислого газа? (обратимый процесс) - Какому принципу подчиняется состояние обратимых систем? (принцип Ле-Шателье) - Как усилить гидролиз? (разбавление, повышение температуры)	Отвечают на вопросы. Применяют принцип Ле-Шателье для гидролитических процессов.
	Организует выполнение  опыта лаборатория Архимеда рН датчик: Испытание  раствора фосфата натрияNa3PO4,гидрофосфата натрия Na2HPO4 и дигидрофосфата натрия NaH2PO4..Запишите полученные результаты.	Записывают полученные результаты.
	Представляет учащимся таблицу  для объяснения полученных результатов. Приводит учащихся к выводу о том, что характер среды в растворах кислых солей зависит от соотношения констант диссоциации и гидролиза.	Анализируют таблицу и записывают процессы, происходящие в растворах солей. 1. Na3PO4 —> 3Na+ + РО43- РО43- + НОН <—> НРО42-+ОН- 2. Na2HPO4 —> 2Na+ + HPO42- HPO42- <—> H+ + РО43- HPO42- + HOH <—> H2 PO4- + OH- 3. NaH2PO4 —>Na+ + H2PO4- H2PO4- <—> H+ + HPO42- H2PO4- + HOH <—> H3 PO4+ OH-
3. Первичный контроль	Предоставляет учащимся тестовые задания	Работают в группах, обсуждают результаты, осуществляют взаимопроверку и самопроверку.	5 мин.
4. Домашнее задание	Предлагает и комментирует домашнее задание: выучить теорию и ответить на вопрос: Возможна ли реакция между цинком и хлоридом цинка?	Записывают домашнее задание.	1 мин.

Литература.

1. Габриелян О.С. Настольная книга для учителя химии. 11 класс. – М.: Блик плюс, 2000.

2. Можаев Г.М. Гидролиз солей http://www.kontren.narod.ru/lttrs/gydrol.htm

3. Сгибнева Е.П., Скачков А.В. Современные открытые уроки химии (Серия “Школа радости”) – Ростов н/Д: изд-во “Феникс”, 2002.

4. Четверова Л.М. Гидролиз солей http://him.1september.ru/2004/08/21.htm