Конспект урока по химии для 10 класса "Окислительно-восстановительные реакции"

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.

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./

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

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^-):

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.

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:

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

1. MnO₂

2. 2MnSO₄

3. 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:

1. AI + H₂SO₄ (конц.) →

2. Ag + HNO₃ (конц.) →

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

Преподаватель Лукашина И.В.