Урок химии
план-конспект урока по химии (11 класс) по теме

Окислительно-восстановительные реакции

Девиз урока: «Кто-то теряет, а кто-то находит…»

Цели урока:

• повторить основные понятия об окислении и восстановлении, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций;
• выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса;
• показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.
• уметь сравнивать, находить причинно-следственные связи, анализировать, делать выводы, работать с алгоритмами, наблюдать, работать в парах и группе.
• уметь слушать учителя и своих одноклассников, быть внимательным к себе и окружающим, оценивать себя и других, вести беседу, любить и охранять природу.

Оборудование и реактивы:

• диск с презентацией “Окислительно-восстановительные реакции» (при разработке презентации использовались материалы из Интернета);
• железные гвозди и раствор медного купороса, пробирки в штативе на каждом столе;
• инструкции « Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса »;
• карточки для выполнения самостоятельной работы;
• периодическая система Д.И.Менделеева.

Тип урока: 

урок – обобщение и повторение материала с сочетанием фронтального, парного и индивидуального вида работы учащихся.

Ход урока

1. Организационный этап. 

Объявляется тема урока ( можно показать слайды презентации, выполненной в Power Point) обосновывается актуальность данной темы и её связь с жизнью. Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. С ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение и брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щёлочи, кислоты и другие ценные продукты.

Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу 20-го века была создана электронная теория окислительно-восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные положения этой теории, а также научиться составлять уравнения химических реакций, протекающих в растворах, и выяснить от чего зависит механизм таких реакций (заложить опыт: гвоздь в медном купоросе и соли алюминия)

II. Актуализация знаний. 

Для учащихся 11 класса тема ОВР не нова, она проходит красной нитью через весь курс химии, поэтому ребятам предлагалось повторить некоторые понятия и умения. В связи с этим уместно провести фронтальный опрос с использованием слайдов компьютерной презентации, таблиц «Окислители» и «Восстановители», а также раздаточных инструкций « Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса» . Первый вопрос: «Что такое степень окисления?» (без этого понятия и умения расставлять с.о. химических элементов не возможно рассмотрение данной темы).

Определение степени окисления

     Правила для определения степеней окисления химических элементов в соединениях.

1.Степень окисления любого элемента в простом веществе равна 0.

2.Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав частицы (молекул, ионов и т. д. ) равна заряду этой частицы. В частности, сумма степеней окисления всех атомов в составе нейтральной молекулы равна 0.

3.Если соединение образовано двумя элементами, то у элемента с большей электроотрицательностью степень окисления меньше нуля, а у элемента с меньшей электроотрицательностью – больше нуля.

4.Максимальная положительная степень окисления любого элемента равна номеру группы в периодической системе элементов, а минимальная отрицательная равна N – 8, где N – номер группы.

5.Степень окисления фтора в соединениях равна -1.

6.Степень окисления щелочных металлов (лития, натрия, калия, рубидия, цезия) равна +1, металлов главной подгруппы II группы периодической системы (магния, кальция, стронция, бария) равна +2, степень окисления алюминия равна +3.

7.Степень окисления водорода в соединениях равна +1(исключение – соединения с металлами NaH, CaH2, в этих соединениях степень окисления у водорода равна -1).

8.Степень окисления кислорода равна –2 (исключения – перекиси H2O2, Na2O2, BaO2 в них степень окисления водорода равна -1, а в соединении с фтором - +2).

     Алгоритм  определения степени окисления химического элемента в бинарных соединениях:

     1.Находим, какой из двух элементов в соединении является более электроотрицательным.

    Над символом более электроотрицательного элемента ставим знак «минус» (-).

   Над символом менее электроотрицательного элемента ставим знак «плюс» (+).

     2.Определяем числовое значение степени окисления для более электроотрицательного элемента. (См. правила.)

     3.Определяем общее число отрицательных зарядов в соединении. Для этого степень окисления более электроотрицательного элемента умножаем на его индекс.

     4. Находим степень окисления менее электроотрицательного элемента, помня, что алгебраическая сумма степеней окисления химических элементов в соединении должна быть равна 0. Для этого общее число положительных зарядов делим на индекс у данного элемента.

 Карточки для учащихся

1. Определите степень окисления элементов в следующих соединениях:

КСIO3, НСIO4, Са(СО3)2 , Н2 ,  KNO3, H 2SO3,  KMnO4

2. Определение процессов окисления и восстановления (карточка2)

3.Составление уравнений ОВР методом электронного баланса

1. Составить схему реакции.

              Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2S + …        

2. Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.

              Mg0 + H2+1S+6O4-2 → Mg+2S+6O4-2 + H2+1S-2 + …          

3. Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.
4. Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются.

              Mg0 + H2+1S+6O4-2 → Mg+2S+6O4-2 + H2+1S-2 + …          

5. Определить, какой элемент окисляется, (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается), в процессе реакции.

               Mg0 → Mg+2  окисляется

                S+6 → S-2   восстанавливается

6. В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)

               Mg0 – 2 ē → Mg+2    окисление

               S+6 + 8 ē → S-2           восстановление

7. Определить восстановитель и окислитель.

                     Mg0 – 2 ē → Mg+2     восстановитель

                      S+6 + 8 ē → S-2          окислитель

8. Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.

                           Mg0 – 2 ē → Mg+2                      

                           S+6 + 8 ē → S-2                              

9.   Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.

                           Mg0 – 2 ē → Mg+2                        4

                                                                8

                           S+6 + 8 ē → S-2                             1

9. Расставить коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя.

                    4Mg + 5H2SO4 → 4MgSO4 + H2S + 4H2O                            

10. Проверить уравнение реакции. Посчитаем количество атомов кислорода справа и слева, если их будет равное количество – уравнение  мы уравняли.

                       5 * 4 = 20                  4 * 4 + 4 = 20

ВЫВОД: Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или лишь частично, оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче или присоединении электронов. Вот почему выбран девиз урока: « Кто-то теряет, а кто-то находит…»

«Окислитель как отъявленный злодей

Как пират, бандит, агрессор, Бармалей

Отнимает электроны - и ОК!

Потерпев урон, восстановитель

Восклицает: «Вот я, помогите!

Электроны мне мои верните!»

Но никто не помогает и ущерб

Не возмещает…»

III. Изучение нового материала.

Окислительно-восстановительные реакции играют огромную роль в природе и технике. Без этих реакций невозможна жизнь, потому что дыхание, обмен веществ, синтез растениями клетчатки из углекислого газа и воды – все это окислительно-восстановительные процессы.

В технике с помощью реакций этого типа получают такие важные вещества как аммиак (NH3), серную (H2SO4)и соляную (HCl) кислоты и многие другие продукты. Вся металлургия основана на восстановлении металлов из их соединений – руд. Большинство химических реакций – окислительно-восстановительные:

• Горение
• Получение металлов
• Коррозия
• Гниение
• Брожение
• Фотосинтез

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Окислителями называются вещества, присоединяющие электроны. Во время реакции они восстанавливаются.

Восстановителями называются вещества, отдающие электроны. Во время реакции они окисляются.

Поскольку окислитель присоединяет электроны, степень окисления его атомов может только уменьшаться. Наоборот, восстановитель теряет электроны и степень окисления его атомов должна повышаться.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением.

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Если каждый атом окислителя может принять иное количество электронов, чем отдает атом восстановителя, то необходимо так подобрать количество атомов того и другого реагента, чтобы количество отдаваемых и принимаемых электронов стало одинаковым. Это требование положено в основу метода электронного баланса, с помощью которого уравнивают уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:

1) Реакции МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда окислитель и восстановитель – разные вещества);

2) Реакции ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ (когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же вещество);

3) Реакции ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая – в роли восстановителя).

Рассмотрим примеры реакций трех типов.

1. Реакциями межмолекулярного окисления-восстановления являются все уже рассмотренные нами в этом параграфе реакции.

Рассмотрим несколько более сложный случай, когда не весь окислитель может быть израсходован в реакции, поскольку часть его участвует в обычной – не окислительно-восстановительной реакции обмена:

Часть частиц NO3 участвует в реакции в качестве окислителя, давая оксид азота NO, а часть ионов NO3 в неизменном виде переходит в соединение меди Cu(NO3)2. Составим электронный баланс:

Поставим найденный для меди коэффициент 3 перед Cu и Cu(NO3)2. А вот коэффициент 2 следует поставить только перед NO, потому что весь имеющийся в нем азот участвовал в окислительно-восстановительной реакции. Было бы ошибкой поставить коэффициент 2 перед HNO3, потому что это вещество включает в себя и те атомы азота, которые не участвуют в окислении-восстановлении и входят в состав продукта Cu(NO3)2 (частицы NO3 здесь иногда называют “ионом-наблюдателем”).

Остальные коэффициенты подбираются без труда по уже найденным:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

2. Реакции диспропорционирования происходят тогда, когда молекулы одного и того же вещества способны окислять и восстанавливать друг друга. Это становится возможным, если вещество содержит в своем составе атомы какого-либо элемента в ПРОМЕЖУТОЧНОЙ степени окисления. Следовательно, степень окисления способна как понижаться, так и повышаться. Например:

Эту реакцию можно представить как реакцию между HNO2 и HNO2 как окислителем и восстановителем и применить метод электронного баланса:

Получаем уравнение:

2HNO2 + 1HNO2 = 1HNO3 + 2NO + H2O

Или, складывая вместе моли HNO2:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления происходят тогда, когда в молекуле соседствуют атомы-окислители и атомы-восстановители. Рассмотрим разложение бертолетовой соли KClO3 при нагревании:

Это уравнение также подчиняется требованию электронного баланса:

Здесь возникает сложность – какой из двух найденных коэффициентов поставить перед KClO3 – ведь эта молекула содержит и окислитель и восстановитель? В таких случаях найденные коэффициенты ставятся перед продуктами:

KClO3 = 2KCl + 3O2

Теперь ясно, что перед KClO3 надо поставить коэффициент 2.

2KClO3 = 2KCl + 3O2

Внутримолекулярная реакция разложения бертолетовой соли при нагревании используется при получении кислорода в лаборатории.

Мы рассмотрели важнейшие типы окислительно-восстановительных реакций и метод электронного баланса, но не пока не касались вопроса составления уравнений таких реакций.

Распространенное заблуждение заключается в том, что вы можете сразу предсказать продукт (или продукты) окислительно-восстановительной реакции. Это не так. Лишь по мере накопления опыта, особенно в лаборатории, вы сможете делать все больше и больше правильных предсказаний. А пока следует научиться уравнивать реакции, реагенты и продукты которых заранее известны.

Ребятам предлагается решить проблему, необходимо ли изучать эти реакции.

Сообщения ребят

1. Этот день Победы…(ОВР и вооружение)
2. Вы ещё не в белом?...(ОВР в быту) Презентации.

• Стирка по научному
• Компоненты и их функции
• Обработка персолью
• Пероксид водорода
• Реставрация старинных картин

• 1.О бутылках с горючей смесью
• 2.О зажигательных бомбах
• 3.О осветительных ракетах
• 4.О царской водке и Нильсе Боре
• 5. О порохе
• 6. О шарах, заполненных водородом
• 7. О дымовых завесах

V. анализ опыта

Протекание реакции зависит от активности вещества и от среды раствора.

V I. Закрепление. 

Задача: Конструкторы первых космических кораблей и подводных лодок столкнулись с проблемой: как поддержать постоянный состав воздуха на судне и космических станциях? Избавиться от углекислого газа и пополнить запас кислорода? Решение было найдено. Надпероксид калия КО2 в результате взаимодействия с углекислым газом образует кислород.( Как видите, это окислительно-восстановительная реакция. Кислород – окислитель и восстановитель) В космической экспедиции на счету каждый грамм груза.

Рассчитать запас надпероксида калия, который необходимо взять в космический полёт, если полёт рассчитан на 10 дней и если экипаж состоит из двух человек. Известно, что человек за сутки выдыхает 1 кг углекислого газа.

4КО2 + 2СО2 = 2К2СО3 + 3О2↑ (ответ: 64,5кг КО2)

Домашнее задание: составить уравнения связывания ртути при помощи электронного баланса

(по карточкам):Вариант №1

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций и укажите процесс окисления и восстановления:

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + S + H2O

Cu + HNO3 (разб.) = Cu(NO3)2 + NO+ H2O

H2O2 + HI = I2 + H2O

NaNO3 + NaI + H2SO4 ® NO + I2 + … + …

Вариант № 2

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно- восстановительных реакций и укажите процесс окисления и восстановления:

K2Cr2O7 + HCl = Cl2 + KCl + CrCl3 + H2O

Ag0 + HNO3 (конц.) = AgNO3 + NO2 + H2O

H2O2 + KMnO4 + H2SO4 = O20 + K2SO4. + MnSO4 + H2O

NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 ® NaNO3 + MnSO4 + …+ …

VII. Подведение итогов. 

Окислительно – восстановительные реакции нашли широкое применение на войне:

 - бутылки с горючей смесью,

 - зажигательные бомбы,

 - осветительные ракеты,

 - использование царской водки для сбережения золота от немецких захватчиков,

 - порох,

 - шары с водородом,

 - дымовые завесы.

     Использование окислительно-восстановительных реакций в борьбе с немецко-фашистскими захватчиками, помогло нам выстоять и победить в Великой Отечественной войне.

Бутылки с горючей смесью

3 KClO3 + H2SO4 = 2ClO2 + KClO4 + K2SO4 + H2O

----------------------------------------------------------------------------------------------------

Мы часто сталкиваемся с окислительно-восстановительными реакциями в быту:

• при избавлении от пятен йода на ткани
• при стирке изделий из натуральной шерсти
• при удалении пятен от кофе, чая, фруктов
• при очищении загрязнений с ткани
• при полоскании горла и промывания ран

Вы пролили йод на белую салфетку. Хлорная известь Ca(ClO)2 и персоль Na2CO3•1,5H2O2•H2O обладают окислительными свойствами, поэтому они не обесцветят пятно йода, так как йод тоже является окислителем. Можно попытаться вывести пятно с помощью восстановителей, например водного раствора сульфита натрия Na2SO3.

      I2+Na 2SO3+2NaOH=2NaI+Na 2SO4+H 2O;

С  помощью пероксида водорода реставрируют старинные картины, которые в свое время художники писали, используя в качестве белой краски свинцовые белила (PbCO3). Со временем при действии содержащихся в воздухе следов сероводорода картины темнели, так как свинцовые белила превращались в черный сульфид свинца. Промывая пероксидом водорода старые картины, сульфид переводят в белый сульфат и потемневшие картины обновляются – становятся вновь  яркими.

Карточка1

Определение степени окисления

     Правила для определения степеней окисления химических элементов в соединениях.

1.Степень окисления любого элемента в простом веществе равна 0.

2.Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав частицы (молекул, ионов и т. д. ) равна заряду этой частицы. В частности, сумма степеней окисления всех атомов в составе нейтральной молекулы равна 0.

3.Если соединение образовано двумя элементами, то у элемента с большей электроотрицательностью степень окисления меньше нуля, а у элемента с меньшей электроотрицательностью – больше нуля.

4.Максимальная положительная степень окисления любого элемента равна номеру группы в периодической системе элементов, а минимальная отрицательная равна N – 8, где N – номер группы.

5.Степень окисления фтора в соединениях равна -1.

6.Степень окисления щелочных металлов (лития, натрия, калия, рубидия, цезия) равна +1, металлов главной подгруппы II группы периодической системы (магния, кальция, стронция, бария) равна +2, степень окисления алюминия равна +3.

7.Степень окисления водорода в соединениях равна +1(исключение – соединения с металлами NaH, CaH2, в этих соединениях степень окисления у водорода равна -1).

8.Степень окисления кислорода равна –2 (исключения – перекиси H2O2, Na2O2, BaO2 в них степень окисления водорода равна -1, а в соединении с фтором - +2).

     Алгоритм  определения степени окисления химического элемента в бинарных соединениях:

     1.Находим, какой из двух элементов в соединении является более электроотрицательным.

    Над символом более электроотрицательного элемента ставим знак «минус» (-).

   Над символом менее электроотрицательного элемента ставим знак «плюс» (+).

     2.Определяем числовое значение степени окисления для более электроотрицательного элемента. (См. правила.)

     3.Определяем общее число отрицательных зарядов в соединении. Для этого степень окисления более электроотрицательного элемента умножаем на его индекс.

     4. Находим степень окисления менее электроотрицательного элемента, помня, что алгебраическая сумма степеней окисления химических элементов в соединении должна быть равна 0. Для этого общее число положительных зарядов делим на индекс у данного элемента.

1. Определите степень окисления элементов в следующих соединениях:

КСIO3, НСIO4, Са(СО3)2 , Н2 ,  KNO3, H 2SO3,  KMnO4

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

2KClO3 = 2KCl + 3O2