Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Свидетельство о публикации

Автоматическая выдача свидетельства о публикации в официальном СМИ сразу после добавления материала на сайт - Бесплатно

Добавить свой материал

За каждый опубликованный материал Вы получите бесплатное свидетельство о публикации от проекта «Инфоурок»

(Свидетельство о регистрации СМИ: Эл №ФС77-60625 от 20.01.2015)

Инфоурок / Химия / Конспекты / Конспект урока по химии в 11 классе по теме «Окислительно-восстановительные реакции,изменение pH в ходе окислительно-восстановительной реакции»
ВНИМАНИЮ ВСЕХ УЧИТЕЛЕЙ: согласно Федеральному закону № 313-ФЗ все педагоги должны пройти обучение навыкам оказания первой помощи.

Дистанционный курс "Оказание первой помощи детям и взрослым" от проекта "Инфоурок" даёт Вам возможность привести свои знания в соответствие с требованиями закона и получить удостоверение о повышении квалификации установленного образца (180 часов). Начало обучения новой группы: 28 июня.

Подать заявку на курс
  • Химия

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

библиотека
материалов

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 - MnO42- , 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 , Nа2СО3, NaHSO4, NaHCO3, 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?

  1. 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


Подайте заявку сейчас на любой интересующий Вас курс переподготовки, чтобы получить диплом со скидкой 50% уже осенью 2017 года.


Выберите специальность, которую Вы хотите получить:

Обучение проходит дистанционно на сайте проекта "Инфоурок".
По итогам обучения слушателям выдаются печатные дипломы установленного образца.

ПЕРЕЙТИ В КАТАЛОГ КУРСОВ

Автор
Дата добавления 29.11.2015
Раздел Химия
Подраздел Конспекты
Просмотров934
Номер материала ДВ-207544
Получить свидетельство о публикации
Похожие материалы

Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх