Окислительно-восстановительные реакции
план-конспект урока по химии (11 класс)

Цель урока: обобщить, систематизировать и расширить знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях, важнейших окислителях и продуктах их восстановления

Задачи:

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.

Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.

Ход урока

1. Организационный момент

Учитель: Приветствие

Тема нашего урока: «Окислительное – восстановительные реакции» (Приложение 1, слайд 1)

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.   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 обобщение изученного ранее материала

В 11 классе тема ОВР не новая, она проходит через весь курс химии. Предлагаю повторить некоторые понятия и умения по данной теме.

---Что такое степень окисления? Без этого понятия и умения расставлять степени окисления химических элементов невозможно рассмотрение данной темы.

Ответ учеников: 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.

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);

Щелочноземельные металлы II группы периодической системы: Ве(+2), Mg(+2,) Ca(+2), Sr(+2), Ва(+2), Ra(+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 в соединениях с неметаллами, -1 в соединениях с металлами.

Для кислорода характерны степени окисления: -2 с неметаллами и с металлами, -1 (Н2О2) и в пероксидах металлов, +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.

Учитель: Самостоятельная работа № 1 по инструктивной карте: пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: MnO2, H2SO4, K2SO3, H2S, KMnO4. (Приложение 2).

Учитель: что же представляют собой окислительные восстановительные реакции с точки зрения понятия «степень окисления химических элементов»? (слайд 2)

Ученик: Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых   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.

Учитель: 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

(Приложение 2).

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.

Ученик: 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 восстановителями являются элементы, 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 восстановителями являются 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  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 HNO3 азот в состоянии + 5 может быть только окислителем и принимать электроны.

Только восстановителем может быть элемент, находящийся в низшей степени окисления. Например, в NН3 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

Учитель: 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) (Приложение 2).

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 (Приложение 3)

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 (Приложение 3)

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: Лаборант готовил раствор перманганата калия («марганцовка»), пролил полученный раствор и испачкала белый халат. Лаборант обращается к вам: предложите (проделав лабораторный опыт) вещество, с помощью которого можно очистить халат.

Реакции окисления – восстановления могут протекать в различных средах.  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. (слайды 7, 8) (Приложение 2)

Результаты лабораторного опыта:

Продукты восстановления KMnO4 (MnO4-):

в кислой среде – Mn(+2) (соль), бесцветный раствор;

в нейтральной среде – MnO2, бурый осадок;

в щелочной среде - MnO4 , раствор зеленого цвета. (слайд 9, Приложение 3)

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)

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. Закрепление изученного материала

Тест: (Приложение 2)

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. Домашнее задание

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 (слайд 13)

6.Подведение итогов урока