Окислительно-восстановительные реакции в неорганической химии

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение «Средняя общеобразовательная школа №4 г. Щигры  Курской области»

Урок по теме:

 Окислительно-восстановительные реакции

в неорганической химии.

(11 класс)

Подготовила: Носикова Екатерина Геннадьевна учитель высшей квалификационной категории

2017 год

Тема урока:     «Окислительно-восстановительные реакции в неорганической химии».

УМК О.С. Габриелян «Химия 11 кл.»

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

Образовательные задачи:

- повторить основные понятия об окислении и восстановлении, степени окисления, окислителях и восстановителях, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций;
- выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса.

-выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца.    

-показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.

-продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.

Развивающие задачи:

- способствовать формированию и  развитию познавательного интереса учащихся к предмету;
- способствовать развитию речи учащихся;

- формирование умения анализировать, сопоставлять, и обобщать знания по теме;
- способствовать овладению учащимися всеми видами памяти.

Воспитательные задачи:

- воспитание осознанной потребности в знаниях;
- совершенствовать умение выслушивать мнение каждого члена коллектива, делать самостоятельные выводы;
- развитие любознательности.

Тип урока: комбинированный.

Методы: частично – поисковый, словесный, наглядный, практический.

Средства обучения:

 -учебно – материальные (компьютер, проектор, книги, ТСО);

-дидактико – методические: химический язык, химический эксперимент, дидактический материал;

-психолого – педагогические: познавательные задания (вопросы, тесты, алгоритмы).

Форма организации работы в классе: индивидуальная, групповая, фронтальная.

Хронометраж урока:

1.     Организационный момент – 1 мин.

2.     Актуализация опорных знаний – 5 мин.

3.     Постановка цели и задач урока – 2 мин.

4.     Повторение и обобщение изученного ранее материала – 6 мин.

5.     Изучение нового материала – 20 мин.

6.     Закрепление изученного материала. Первичная проверка знаний и способов действий – 5 мин.

7.     Рефлексия и подведение итогов – 4 мин.

8.     Домашнее задание -2 мин.

Ход урока

1. Организационный момент

Добрый день! Хорошего вам настроения!

Тема нашего урока: «Окислительно – восстановительные реакции в неорганической химии»

2. Актуализация опорных знаний.

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. На этом этапе урока используем презентацию «Применение ОВР».

3. Постановка цели и задач урока.

4. Повторение и обобщение 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. Ваши товарищи провели исследовательскую работу по данной теме, сейчас они поделятся с вами своими наработками.

1 учащийся: Дима, а ты помнишь, когда мы начали изучать окислительно – восстановительные реакции?

2 учащийся: Конечно! В 8 классе.

1 учащийся: И как…

2 учащийся: Был поражен в самое сердце! Особенно составлением электронного баланса!!!

1 учащийся: А сейчас?

2 учащийся: А сейчас я почти ас! Особенно в составлении электронного баланса!!!

1 учащийся: Давай вспомним все про ОВР и напомним нашим одноклассникам?

 2 учащийся: Хорошо! А вы, друзья, вместе с нами вспоминайте и на ус мотайте!

 (Презентация)

Ну что же, ребята все доходчиво объяснили. Давайте еще раз повторим основные понятия.

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.)

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, KMnO_4.

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

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

Для составления ОВР мы используем 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.

Еще раз напомните классификацию окислительно – восстановительных реакций. Рассмотрим процесс на примере взаимодействия цинка с разбавленной серной кислотой (опыт №1). Учащиеся записывают уравнение, составляют электронный баланс, указывают тип реакции ОВР.

Опыт №2 – разложение хлората калия (опыт смотрим по компьютеру). Учащиеся записывают уравнение, составляют электронный баланс, указывают тип реакции ОВР.

Опыт №3 – разложение перекиcи водорода. Учащиеся записывают уравнение, составляют электронный баланс, указывают тип реакции ОВР.

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

5. Изучение нового материала – 20 мин.

  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.

Создание проблемной ситуации: Я готовила к уроку раствор перманганата калия («марганцовка»), пролила стакан с раствором и испачкала свой любимый химический халат. Предложите (проделав лабораторный опыт) вещество, с помощью которого можно очистить халат.

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^-) (слайд 1):

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.

4.     К схемам реакций (слайд 2):

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.

(Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно)

Предложите вещество, с помощью которого можно очистить халат.

Правильные ответы показываем на слайде 3, учащиеся проверяют свою работу, проводят самооценку.

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

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. При рассказе используется презентация.

6. Закрепление изученного материала

Тест:

1.В кислой среде KMnO₄ восстанавливается до:

А) соль Mn⁺²                     Б) MnO₂               В)  K₂MnO₄

2 Укажите восстановитель в реакции  H₂SO₄ + Mg = Mg SO_{4 +} H_{2 :}

А)     Mg          Б) H₂SO₄         В) H₂

3.В азотной кислоте  HNO₃  степень окисления азота:

А) +4             Б) +5          В) +3

4.Элемент в низшей степени окисления является:

А) окислителем    Б) восстановителем  В) окислителем и восстановителем

5. Какой продукт восстановления  KMnO₄  пропущен:

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

А) MnO₂         Б) MnSO₄         В) K₂MnO₄

 (взаимопроверка тестов в парах)

7.     Рефлексия.

Обучающимся заданы вопросы (инструктивная карта):

1.     Достигли ли вы цели урока?

2.     Какие вопросы вызвали наибольшее затруднение?

3.     Что осталось непонятно?

4.     Оцените свою работу по 5 – бальной системе.

8.     Домашнее задание:

Перед тем, как обучающиеся запишут домашнее задание, просматриваем на экране опыты.

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

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

2.     HCl  + KMnO₄ →  Cl₂  + …… + ……. + H₂O

3.     N H₃  +   O ₂  →  N₂   +  ……

9.Подведение итогов урока

Инструктивная карта

I. Повторение и обобщение изученного ранее материала

Задание 1: (Опыт 1) Запишите уравнение взаимодействия цинка и серной кислоты, составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель, тип реакции ОВР.

Zn   +   H₂SO₄  →  Zn SO₄  +  H₂

Задание 2: (Опыт 2) Напишите уравнение разложения хлората калия KCIO3,

составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель, тип реакции ОВР.

KCIO₃   →   KCI +   O₂

Задание 3: (Опыт 3): Напишите уравнение разложения перекиси водорода, составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель, тип реакции ОВР.

H₂ O₂   →   H₂O   +   O₂

II.Изучение нового материала:

Задание 4: К схемам реакций:

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

KMnO₄ +    Na ₂SO₃ +    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 Укажите восстановитель в реакции  H₂SO₄ + Mg =  Mg SO_{4 +} H_{2 :}

А)     Mg          Б) H₂SO₄      В) H₂

3.В азотной кислоте  HNO₃  степень окисления азота:

А) +4             Б) +5          В) +3

4.Элемент в низшей степени окисления является:

А) окислителем    Б) восстановителем  В) окислителем и восстановителем

5. Какой продукт восстановления  KMnO₄  пропущен:

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

А) MnO₂         Б) MnSO₄         В) K₂MnO₄

Оценка за тест (по результатам взаимопроверки)

IV. Ф.И.____________________________________________

 1.  Достигли ли вы цели урока?

2.  Какие вопросы вызвали наибольшее затруднение?

3.  Что осталось непонятно?

4.     Оцените свою работу по 5 – бальной системе.

V. Домашнее задание

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

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

2. HCl  + KMnO₄→ Cl₂ + …… + ……. + H₂O

3.  N H₃  +   O ₂  →  N₂   +  ……