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, KMnO_4.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА                      СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА

А)	HNO3
Б)	NH3
В)	KNO2
Г)	NO

1.      – 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:

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)

(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

A.                MnO₂

B.                2MnSO₄

C.                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