План урока
Тема: Окислительно-восстановительные реакции
Обучающая: закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса. Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости от активности металлов, концентрации кислот и реакции среды раствора. Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца. Показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.
Развивающая: развивать умения делать выводы на основе проведенных экспериментов
Воспитательная: воспитывать интерес к предмету, умение целенаправленно работать на уроке.
Тип урока лекция
Средства обучения: рассказ, беседа, сравнение, химический эксперимент, самостоятельная работа.
Межпредметные связи: ОДБ. 07, ОДБ.09, ОДП.03.
Самостоятельная работа:
Учебная литература: Химия. 10 класс: Учебник для общеобразовательных учреждений / О.С. Габриелян, Ф.Н. Маскаев, С.Ю. Пономарев, В.И. Теренин; под ред. В. И. Теренина – М.: Дрофа, 2002. – 304 с.
Ход урока:
1.Организационная часть: приветствие учащихся, подготовка к уроку, психологический настрой.
Добрый день! Хорошего вам настроения!
Тема нашего урока: «Окислительно – восстановительные реакции
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. Опрос учащихся по домашнему заданию:
3. Изложение нового 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.
/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.
Степень окисления калия +1, кислорода -2.
Подсчитаем число отрицательных зарядов: 7 • (-2) = -14
Число положительных зарядов должно быть + 14. На калий приходится два положительных заряда, следовательно, на хром – 12.
Так как в формуле два атома хрома, 12 делим на два: 12 : 2 = 6.
+ 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.
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./
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.
Окислительно-восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.
Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.
Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.
Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.
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:
окислители
восстановители
окислители - восстановители
Самостоятельная работа №3 по инструктивной карте: в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO2 проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:
2MnO2 + O2 + 4KOH = 2K2MnO4 + 2H2O (MnO2 – восстановитель)
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
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
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)
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)
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.
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.
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.
Результаты лабораторного опыта:
Продукты восстановления KMnO4 (MnO4-):
в кислой среде – Mn+2 (соль), бесцветный раствор;
в нейтральной среде – MnO2, бурый осадок;
в щелочной среде - MnO42- , раствор зеленого цвета.
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
(Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно)
Вы проделали лабораторный опыт, предложите вещество, с помощью которого можно очистить халат.
Демонстрационный опыт:
Пятна от раствора перманганата калия быстро выводятся раствором пероксида водорода, подкисленным уксусной кислотой:
2KMnO4 + 9H2O2 + 6CH3COOH = 2Mn(CH3COO)2 +2CH3COOK + 7O2 + 12H2O
Старые пятна перманганата калия содержат оксид марганца (IV), поэтому будет протекать еще одна реакция:
MnO2 + 3H2O2 + 2CH3COOH = Mn(CH3COO)2 + 2O2 + 4H2O (слайд 12)
После выведения пятен кусок ткани необходимо промыть водой.
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. Подведение итогов по уроку, комментирование выставленных оценок.
Тест:
В кислой среде KMnO4 восстанавливается до:
соль Mn+2
MnO2
K2MnO4
Концентрированная H2SO4 при обычной температуре пассивирует:
Zn
Сu
AI
Концентрированная HNO3 не реагирует с металлом:
Ca
Au
Mg
Разбавленная HNO3 с активными металлами восстанавливается до:
NO
N2
N2O
Какой продукт восстановления KMnO4 пропущен: 2KMnO4 + 3K2SO 3 + H2O = + 3K2SO4 + 2KOH
MnO2
2MnSO4
K2MnO4
(взаимопроверка тестов в парах)
5. Инструктирование по домашнему заданию.
Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты методом электронного баланса:
AI + H2SO4 (конц.) →
Ag + HNO3 (конц.) →
KBr + KMnO4 + H2SO4 → …….. + Br2 + K2SO4 + H2O.
Преподаватель Лукашина И.В.