Окислительно-восстановительные реакции

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. Показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.
4. Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.

Ход урока

1. Организационный момент

2. Повторение и обобщение изученного ранее материала

Учитель: 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. Поэтому предлагаю повторить некоторые понятия и умения по данной теме.

Вопрос 1: «Что такое степень окисления?».

Ученик: 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.

Вопрос 2: Одни элементы имеют постоянные степени окисления, другие — переменные. Назовите элементы, которые в своих соединениях проявляют постоянные степени окисления.

Ученик: 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°, Н₂, О₂, F₂, Cl₂, Br₂.

Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н₂0), -1 (NaH).

Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н₂0), -1 (Н₂О₂), +2 (OF₂).

Вопрос 3: Как рассчитать степени окисления элементов в соединениях?

Ученик: Следует помнить, что в целом молекула электронейтральна, поэтому в любой молекуле алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона.

Вопрос 4: Рассчитаем степень окисления хрома в дихромате калия K₂Cr₂O₇.

Ученик:

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.

Учитель: Самостоятельная работа № 1 пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: MnO₂, H₂SO₄, K₂SO₃, H₂S, KMnO₄.

Ученик: объясняет полученные результаты. (Mn⁺⁴O₂, H₂S⁺⁶O₄, K₂S⁺⁴O₃, H₂S^-2, KMn⁺⁷O₄.)

Вопрос 5: Что такое окислительно – восстановительные реакции?

Ученик: Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления и изменяются степени окисления элементов.

Вопрос 6: Что такое окисление?

Ученик: Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.

Вопрос 7: Что такое восстановление?

Ученик: Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.

Вопрос 8: Что такое окислитель?

Ученик: Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.

Вопрос 9: Что такое восстановитель?

Ученик: Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.

3. Углубление и расширение знаний

Учитель: Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением. Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.

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.

Учитель: Самостоятельная работа № 2 методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно –восстановительной реакции:

MnO₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + O₂ + H₂O

Ученик: объясняет полученные результаты.

2MnO₂ + 2H₂SO₄ → 2MnSO₄ + O₂ +2H₂O

Учитель: 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

Учитель: Самостоятельная работа № 3 в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO₂ проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:

1. MnO₂ + O₂ + KOH → K₂MnO₄ + H₂O
2. MnO₂ + HCI → MnCI₂ + CI₂ + H₂O

Ученик: объясняет полученные результаты.

2MnO₂ + O₂ + 4KOH = 2K₂MnO₄ + 2H₂O (MnO₂ – восстановитель)

MnO₂ + 4HCI = MnCI₂ + CI₂ + 2H₂O (MnO₂ – окислитель)

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.

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. Домашнее задание

В уравнениях реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

1. AI + H₂SO₄ (конц.) → Al₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O
2. Ag + HNO₃ (конц.) → AgNO₃ + NO₂ + H₂O
3. KBr + KMnO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Br₂ + K₂SO₄ + H₂O

5.Подведение итогов урока.

Урок химии в 11-м классе по теме "Окислительно-восстановительные реакции"

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. Показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.

4. Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.

Ход урока

1. Организационный момент

2. Повторение и обобщение изученного ранее материала

Учитель: 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. Поэтому предлагаю повторить некоторые понятия и умения по данной теме.

Вопрос 1: «Что такое степень окисления?».

Ученик: 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.

Вопрос 2: Одни элементы имеют постоянные степени окисления, другие — переменные. Назовите элементы, которые в своих соединениях проявляют постоянные степени окисления.

Ученик: 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°, Н₂, О₂, F₂, Cl₂, Br₂.

Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н₂0), -1 (NaH).

Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н₂0), -1 (Н₂О₂), +2 (OF₂).

Вопрос 3: Как рассчитать степени окисления элементов в соединениях?

Ученик: Следует помнить, что в целом молекула электронейтральна, поэтому в любой молекуле алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона.

Вопрос 4: Рассчитаем степень окисления хрома в дихромате калия K₂Cr₂O₇.

Ученик:

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.

Учитель: Самостоятельная работа № 1 пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: MnO₂, H₂SO₄, K₂SO₃, H₂S, KMnO₄.

Ученик: объясняет полученные результаты. (Mn⁺⁴O₂, H₂S⁺⁶O₄, K₂S⁺⁴O₃, H₂S^-2, KMn⁺⁷O₄.)

Вопрос 5: Что такое окислительно – восстановительные реакции?

Ученик: Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления и изменяются степени окисления элементов.

Вопрос 6: Что такое окисление?

Ученик: Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.

Вопрос 7: Что такое восстановление?

Ученик: Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.

Вопрос 8: Что такое окислитель?

Ученик: Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.

Вопрос 9: Что такое восстановитель?

Ученик: Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.

3. Углубление и расширение знаний

Учитель: Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением. Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.

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.

Учитель: Самостоятельная работа № 2 методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно –восстановительной реакции:

MnO₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + O₂ + H₂O

Ученик: объясняет полученные результаты.

2MnO₂ + 2H₂SO₄ → 2MnSO₄ + O₂ +2H₂O

Учитель: 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

Учитель: Самостоятельная работа № 3 в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO₂ проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:

1. MnO₂ + O₂ + KOH → K₂MnO₄ + H₂O

2. MnO₂ + HCI → MnCI₂ + CI₂ + H₂O

Ученик: объясняет полученные результаты.

2MnO₂ + O₂ + 4KOH = 2K₂MnO₄ + 2H₂O (MnO₂ – восстановитель)

MnO₂ + 4HCI = MnCI₂ + CI₂ + 2H₂O (MnO₂ – окислитель)

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.

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. Домашнее задание

В уравнениях реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

1. AI + H₂SO₄ (конц.) → Al₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O

2. Ag + HNO₃ (конц.) → AgNO₃ + NO₂ + H₂O

3. KBr + KMnO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Br₂ + K₂SO₄ + H₂O

5.Подведение итогов урока.