На уроке рассматривается сущность окислительно-восстановительных реакций, их отличие от реакций ионного обмена. Объясняются изменения степеней окисления окислителя и восстановителя. Вводится понятие электронного баланса.
Тема: Окислительно-восстановительные реакции
Урок: Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим реакцию магния с кислородом. Запишем уравнение этой реакции и расставим значения степеней окисления атомов элементов:
Как видно, атомы магния и кислорода в составе исходных веществ и продуктов реакции имеют различные значения степеней окисления. Запишем схемы процессов окисления и восстановления, происходящих с атомами магния и кислорода.
До реакции атомы магния имели степень окисления, равную нулю, после реакции - +2. Таким образом, атом магния потерял 2 электрона:
Магний отдает электроны и сам при этом окисляется, значит, он является восстановителем.
До реакции степень окисления кислорода была равна нулю, а после реакции стала -2. Таким образом, атом кислорода присоединил к себе 2 электрона:
Кислород принимает электроны и сам при этом восстанавливается, значит, он является окислителем.
Запишем общую схему окисления и восстановления:
Число отданных электронов равно числу принятых. Электронный баланс соблюдается.
В окислительно-восстановительных реакциях происходят процессы окисления и восстановления, а значит, меняются степени окисления химических элементов. Это отличительный признак окислительно-восстановительных реакций .
Окислительно-восстановительными называют реакции, в которых химические элементы изменяют свою степень окисления
Рассмотрим на конкретных примерах, как отличить окислительно-восстановительную реакцию от прочих реакций.
1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Для того чтобы сказать, является ли реакция окислительно-восстановительной, необходимо расставить значения степеней окисления атомов химических элементов.
1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2
1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Обратите внимание, степени окисления всех химических элементов слева и справа от знака равенства остались неизменными. Значит, эта реакция не является окислительно-восстановительной.
4 +1 0 +4 -2 +1 -2
2. СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О
В результате данной реакции степени окисления углерода и кислорода поменялись. Причем углерод повысил свою степень окисления, а кислород понизил. Запишем схемы окисления и восстановления:
С -8е =С - процесс окисления
О +2е = О - процесс восстановления
Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, т.е. соблюдался электронный баланс , необходимо домножить вторую полуреакцию на коэффициент 4:
С -8е =С - восстановитель, окисляется
О +2е = О 4 окислитель, восстанавливается
Окислитель в ходе реакции принимает электроны, понижая свою степень окисления, он восстанавливается.
Восстановитель в ходе реакции отдает электроны, повышая свою степень окисления, он окисляется.
1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. - М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.67)
2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. - М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)
3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)
4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.54-55)
5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)
Дополнительные веб-ресурсы
1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) ().
2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (интерактивные задачи по теме) ().
3. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().
Домашнее задание
1. №10.40 - 10.42 из «Сборника задач и упражнений по химии для средней школы» И.Г. Хомченко, 2-е изд., 2008 г.
2. Участие в реакции простых веществ - верный признак окислительно-восстановительной реакции. Объясните почему. Напишите уравнения реакций соединения, замещения и разложения с участием кислорода О 2 .
Александрова Анфиса Михайловна
Учитель химии
МОУ «Приволжская средняя общеобразовательная школа» Волжского района РМЭ
Тема: «Окислительно-восстановительные реакции»
Тип урока: урок – обобщение и повторение материала с сочетанием фронтального, парного и индивидуального вида работы учащихся.
Вид урока - объяснительно-иллюстративный.
Методы и методические приемы. Словесно-наглядные и демонстрационно-практические. Самостоятельная работа по нахождению правильных ответов, обсуждение выбранного ответа, лабораторный опыт, с последующим написанием уравнений реакций, обсуждение результатов работы.
Цель: углубление знаний по составлению уравнений ОВР методом электронного баланса.
Задачи урока:
Образовательные: повторить основные понятия о процессах окисления и восстановления, степени окисления, окислителях и восстановителях, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций, выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса.
Развивающие: способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету, способствовать развитию речи учащихся, формирование умения анализировать, сопоставлять, и обобщать знания по теме.
Воспитательные:
воспитание осознанной потребности в знаниях, совершенствовать умение выслушивать мнение каждого члена коллектива.
Реактивы: растворы перманганата калия, серной кислоты, сульфита натрия, вода.
Оборудование: пипетки, пробирки.
План урока:
I. Актуализация знаний.
V . Домашнее задание.
VI . Рефлексия и подведение итогов.
Девиз урока: «Кто-то теряет, а кто-то находит…»
I . Актуализация знаний.
Беседа по ранее изученному материалу.
1) Какие реакции называются окислительно- восстановительными?
Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
2) Что такое процесс окисления?
Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.
3) Какой процесс называется восстановлением?
Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.
4) Как называются частицы, отдающие электроны?
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.
5) Как называются частицы, принимающие электроны?
Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.
6) Что такое «степень окисления»?
Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна (условный заряд атома, который мы приписываем ему в случае принятия или отдачи электронов).
7) Какой метод составления уравнения окислительно-восстановительных реакций вы знаете? Какое правило лежит в основе этого метода?
Самостоятельная работа учащихся у доски по карточкам (с дальнейшим обсуждением).
1. Определите валентность и степени окисления элементов в следующих соединениях:
СН 4 , Cl 2 , СО 2 , NH 3 , C 2 H 4 , СН 3 СOOH, V 2 O 5 , Na 2 B 4 O 7 , KClO 4 , K 2 HPO 4 , Na 2 Cr 2 O 7 .
Ответ: Для выполнения задания можно использовать приложение 1.
IV I I IV II III I IV I IV I IV II II I V II
С -4 Н +1 4 , Cl 0 2 , С +4 О -2 2 , N -3 H +1 3 , C -2 2 H +1 4 , С -3 Н +1 3 С +3 O -2 O -2 H +1 , V +5 2 O -2 5 ,
I VII II I I V II I VI II
K +1 Cl +7 O -2 4 , K +1 2 H +1 P +5 O -2 4 , Na +1 2 Cr +6 2 O -2 7 .
2. В каких из приведенных ниже уравнений реакций MnО 2 проявляет свойства окислителя, а в каких – восстановителя?
а) 2MnO 2 + 2H 2 SO 4 2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O;
б) 2MnO 2 + O 2 + 4KOH 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O;
в) MnO 2 + H 2 = MnO + H 2 O;
г) 2MnO 2 + 3NaBiO 3 + 6HNO 3 = 2HMnO 4 + 3BiONO 3 + 3NaNO 3 + 2H 2 O
Ответ:
Окислитель принимает электроны и при этом степень окисления понижается, значит, в случаях а и в MnО 2 является окислителем. Восстановитель отдает электроны и при этом степень окисления повышается, значит, в случаях б и г MnО 2 является восстановителем.
II. Мотивация и целеполагание.
Окислительно-восстановительные реакции чрезвычайно распространены. С ними связаны, например, процессы дыхания и 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 щелочи и кислоты, а так же многие другие ценные продукты. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе преобразования химической энергии в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах.
Проблема : 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.
III. Отработка и расширение знаний.
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 KMnO 4 (MnO 4 - ):
в кислой среде – Mn +2 (соль), бесцветный раствор;
в нейтральной среде – MnO 2 , бурый осадок;
в щелочной среде - MnO 4 2- , раствор зеленого цвета.
Задание . Данысхемыреакций:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 ↓ + Na 2 SO 4 + KOH
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 +Na 2 SO 4 + H 2 O
Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 →
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O →
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + КOH →
Подберите коэффициенты методом электронного баланса по алгоритму (Приложение 1). Укажите окислитель и восстановитель.
Ответ:
2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O → 2MnO 2 ↓ + 3Na 2 SO 4 + 2KOH
2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 +Na 2 SO 4 + H 2 O
Вы проделали лабораторный опыт, предложите вещество, с помощью которого можно очистить халат.
В приведённых ниже схемах даны продукты реакций. Укажите реагенты, составьте уравнения реакций, используя метод электронного баланса:
(учащиеся работают в парах)
а) KI + КMnO 4 + . . . ->MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H2O
Ответ: т.к в результате реакции получается Mn +2 , следовательно процесс протекает в кислой среде с участием серной кислоты и образуется сульфат калия.
10KI + 2 КMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5I 2 + 6K 2 SO 4 +8H 2 O
2I -1 -2e -> I 2 0 5 - окисление, восстановитель
Mn +7 + 5e -> Mn +2 2- восстановление, окислитель
б) NaI + КMnO 4 + . . . -> I 2 + K 2 MnO 4 + NaOH
Ответ: т.к в результате реакции получается K 2 MnO 4 , следовательно процесс протекает в щелочной среде с участием гидроксида калия
2NaI + 2 КMnO 4 + 2KOH = I 2 + 2K 2 MnO 4 + 2NaOH
2I -1 -2e -> I 2 0 1- окисление, восстановитель
Mn +7 + 1e -> Mn +6 2- восстановление, окислитель
в) . . . + КMnO 4 + H 2 O -> NaNO 3 + MnO 2 + KOH
Ответ: в этой реакции окислитель КMnO 4 известен, легко предположить, что восстанавливается нитрит натрия, где N +3 , до нитрата:
3 NaNO 2 + 2 КMnO 4 + H 2 O = 3NaNO 3 + 2MnO 2 + 2KOH,
N +3 – 2e -> N +5 3 - окисление, восстановитель
Mn +7 + 3e -> Mn +4 2 - восстановление, окислитель
Кроме перманганата калия окислительной способностью обладают и другие вещества. Можно с ними познакомиться в приложении 2.
1) H 2 SO 4 (разбавленная), окислитель Н +1
Продукт восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, – Н 2 .
Например,
H 2 SO 4 (разб.) + Zn -> ZnSO 4 + H 2 ,
H 2 SO 4 (разб.) + Cu не реагирует.
2) H 2 SO 4 (концентрированная), окислительS +6
В зависимости от активности металла продукты восстановления концентрированной H 2 SO 4 разные: H 2 S; S; SO 2 . Продукт восстановления зависит также и от концентрации кислоты (таблица 18 стр.250 учебника).
3) HNO 3 , окислитель N +5 (таблица 18 стр.250 учебника).
Концентрированная HNO 3 пассивирует такие металлы, как Fe, Cr, Al, что связано c образованием на поверхности этих металлов тонкой, но очень плотной оксидной пленки.
Au и Pt не реагируют с HNO 3 , но эти металлы растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных соляной и азотной кислот в соотношении 3: 1.
Например:
Au + 3HCl (конц.) + HNO 3 (конц.) = AuCl 3 + NO + 2H 2 O.
4) К 2 Сr 2 O 7 в кислой среде восстанавливается до Cr 3+
в нейтральной среде до Сr 2 O 3
в щелочной среде до CrO 4 2-
Окислительно-восстановительные реакции в органической химии связано либо с образованием связей по кислороду, либо с отщеплением водорода.
Правило образование связей: - ОН → -1е
О → -2е
отщепление 1атома Н → -1е
IV . Закрепление изученного материала.
В качестве закрепления пройденного материала предлагаю тестовые задания.
Вариант 1
1. Какой из неметаллов является сильным окислителем?
1)фтор 2)сера 3)озон 4)кремний
2. Степень окисления серы в сульфате калия равна
1)+6 2)+4 3)0 4)-2
3. В каком из приведенных реакций атом хлора выступает в роли восстановителя
1) Cu + Cl 2 = CuCl 2
2) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O
3) HCl + MnO 2 = MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O
4) Cl 2 + H 2 = HCl
5) +2 → 0
6) 0 → - 1
5. Используя метод электронного баланса составить уравнение реакции:
PbS + H 2 O 2 →PbSO 4 + H 2 O
6. Используя метод электронного баланса составить уравнение реакции:
KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → …….. + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O
Определите окислитель и восстановитель.
Ответ: 1-1; 2-1; 3-3; 4-А3, Б4, В2, Г5.
Вариант 2
1. В каком из перечисленных соединений атом серы находится в степени окисления +6
1) FeSO 3 2) S 3) SO 2 4) К 2 SO 4
2. Какой элемент восстанавливается в реакции Fe 2 O 3 + CO = Fe + СО 2
1)железо 2)кислород 3)углерод
3. Выберите уравнение реакции, в котором элемент углерод является окислителем.
1)2 С + O 2 = 2CO
2) CO 2 + 2Mg = 2MgO + C
3) CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O
4) C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2
4. Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления окислителя в данной реакции:
Уравнение реакции Изменение степени окисления окислителя
A
) S
О 2 + N
О 2 = S
О 3 +NO
1) -1 → 0
Б) 2NH
3 + 2Na
= 2NaNH
2 + H
2 2) 0 → -2
В) 4N
О 2 + О 2 + 2H
2 О = 4HN
О 3 3) +4 → +2
Г) 4NH
3 + 6NO
= 5N
2 + 6Н 2 О 4) +1 → 0
5) +2 → 0
6) 0 → - 1
5. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:
NaNO 2 + NH 4 Cl → NaCl + 2H 2 O + N 2
Определите окислитель и восстановитель.
6. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:
KI + H 2 SO 4 + NaNO 2 → …… + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + NO + H 2 O
Определите окислитель и восстановитель.
Ответ: 1-4; 2-1; 3-2; 4-А3, Б4, В2, Г5.
V . Домашнее задание.
1. Допишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса:
1. K 2 Cr 2 O 7 + KNO 2 + …….→ KNO 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + …..+H 2 O
2. C 6 H 5 -CH 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → C 6 H 5 COOH +….+….+…..
3. С 2 Н 5 ОН + К 2 Сr 2 O 7 + H 2 SO 4 → CH 3 COOH +….+….+…..
4.Na 2 SO 3 + К 2 Сr 2 O 7 + H 2 SO 4 → ….+….+….+…..
2. Составьте уравнение окисления формальдегида раствором перманганата калия, подкисленным серной кислотой с учётом того, что формальдегид окисляется до СО 2 , коэффициенты подберите методом электронного баланса. 2
соединениях обычно равна - 2, кроме H 2 O 2 -1 и ОF 2.
4. Степень окисления атома водорода в
соединениях обычно равна +1, кроме МеH (гидриды).
5.Алгебраическая сумма степеней окисления
элементов в соединениях равна 0.
Тема: «Её величество окислительно-восстановительная реакция» . 8 класс
Тип урока. – Приобретение новых знаний.
Задачи урока. Обучающие. Познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степени окисления элементов; с окислительно- восстановительными реакциями (ОВР); научить учащихся расставлять коэффициенты методом электронного баланса.Развивающие. Продолжить развитие логического мышления, умений анализировать, сравнивать, формировать интерес к предмету.Воспитательные. Формировать научное мировоззрение учащихся, совершенствовать трудовые навыки.Методы и методические приёмы. Рассказ, беседа, демонстрация средств наглядности, самостоятельная работа учащихся.Оборудование и реактивы. Репродукция с изображением Колосса Родосского, алгоритм расстановки коэффициентов по методу электронного баланса, таблица типичных окислителей и восстановителей, кроссворд, железный гвоздь растворы NaOH и CuSO 4 , компьютерная презентация. Ход урока.
I .Организационный момент.
II. Вводная часть.(мотивация и целеполагание)
(слайд №1) Учитель. В III в. до н.э. на острове Родос, был построен памятник в виде огромной статуи Гелиоса (у греков – бог Солнца). Грандиозный замысел и совершенство исполнения Колосса Родосского – одно из чудес света – поражали всех, кто его видел. Мы не знаем точно, как выглядела эта статуя, но известно, что она была сделана из бронзы и достигла в высоту около 33 м. Скульптура была создана скульптором Харетом, на её строительство ушла 12 лет. Бронзовая оболочка крепилась к железному каркасу. Полую статую начали строить снизу и, по мере того, как она росла, заполняли камнями, чтобы сделать её устойчивее. Примерно, через 50 лет после завершения строительства, статуя рухнула. Во время землетрясения она переломилась на уровне колен. Учёные считают, что истинной причиной недолговечности этого чуда стала коррозия металла. А в основе процесса коррозии лежит окислительно-восстановительная реакция. Ребята! Сегодня на уроке вы будите сотрудниками НИИ «Химические реакции». Работать будете в лабораториях под названием «Электрон», «Атом», «Молекула». Впереди нас ждёт очень важная и трудная работа. Проведём небольшую разминку, которая придаст вам силы. Устройтесь поудобнее на стуле, руки положите на колени ладонями вверх, расслабьтесь, закройте глаза, отключите своё внимание от ситуации и сосредоточьтесь на своём дыхании (8 с.), выдохнули, открыли глаза, вы полны сил и энергии, готовы работать на уровне всех своих возможностей, энергично и с вдохновением. К какому типу реакций относится процесс дыхания. (ответ: к окислительно – восстановительной реакции).Ребята! Посмотрите на комнатные растения. Какого они цвета? (зелёные)Какой процесс идёт в зелёных частях растений? (фотосинтез)К какому типу реакций относится процесс фотосинтеза? (к окислительно-восстановительным реакциям). Верно . Ребята! За счет окислительно-восстановительных реакций, которые протекают и в нашем организме. Мы двигаемся, творим, разрушаем, любим – короче живём. Два важнейших процесса – дыхание и фотосинтез, за счет которых живут растения – это основа жизни на Земле и важнейшие процессы на планете связаны с этим типом химических реакций. Окислительно-восстановительные реакции требуют к себе особого внимания. Поэтому и тема урока «Её величество – окислительно-восстановительная реакция». Главный герой окислительно-восстановительных реакций – электрон, а также в них принимают участие атом, молекула, ионы.Давайте немного пофантазируем. Мы живём в 22 в., налаживаем межпланетные контакты. В НИИ «Химические реакции» пос.Новокумского пришёл факс из центра межпланетных контактов: «Срочно предоставить информацию об окислительно-восстановительных реакциях для расширения научных контактов с учёными планеты Марс». Но мы можем эту информацию предоставить только тогда, когда изучим ОВР.(слайд №2) Цель нашего урока: - познакомиться с окислительно-восстановительными реакциями, понятиями «окислитель», «восстановитель». процессами окисления и восстановления; - научиться расставлять коэффициенты методом электронного баланса в уравнениях окислительно-восстановительных реакций.(слайд №3)Девиз урока: «Жить это значит узнавать… Жить это значит творить, Трудясь без устали, С неисчерпаемым вдохновением!» Д.И.Менделеев.
III. Изучение нового материала.
Ребята! Начнем изучение темы с выполнения двух исследований. В пустую пробирку налейте 1-2 мл раствора NaOH и добавьте несколько капель раствора сульфата меди (II). Что наблюдаете? В пробирку прилейте 2 мл раствора сульфата меди (II) и вставьте в неё железный гвоздь. Что наблюдаете?Запишите молекулярные уравнения проведённых реакций. В каждом уравнении расставьте степени окисления элементов в формулах исходных веществ и продуктов реакции.(Два ученика выходят к доске) +2 +6 -2 +1 -2 +1 +2 -2 +1 +1 +6 -2CuSO 4 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
0 +2 +6 -2 +2 +6 -2 0 Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
Изменились ли степени окисления элементов в веществах первой реакции? (нет)А во второй? (да)У каких элементов изменилась степень окисления? (у Fe и Cu). Вторая реакция относится к окислительно-восстановительной. Попробуйте сами дать определение, какие реакции называются окислительно-восстановительными?Ответ: Реакции, в которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции называются окислительно-восстановительными .Для чего же изучают окислительно-восстановительные реакции? Для того, чтобы можно было без труда расставлять коэффициенты в уравнениях химических реакций. Я вас сейчас научу это делать.Что же произошло с окислительно-восстановительной реакцией? До реакции у железа была степень окисления «0», после реакции стала «+2». Видим, что степень окисления повышается, значит, железо является – восстановителем, т.е. отдаёт 2ē.
Атомы, ионы или молекулы – отдающие электроны называются восстановителями. А процесс отдачи ē называют окислением.
Что же произошло со степенью окисления меди? У меди до реакции степень окисления «+2», а после реакции «0». Как видим, степень окисления понизилась, значит, медь является окислителем, т.е. принимает 2ē. Атом, молекула или ион, принимающий электрон называются окислителем. Процесс принятия е называется процессом восстановления.
(слайд №4)Запишем схемы этих процессов.Fe 0 - 2ē → Fe +2 восстановитель (процесс окисления).Cu +2 + 2ē → Cu 0 окислитель (процесс восстановления).
(слайд №5)
Посмотрите схему. − ē + ē → → Восстановитель Окислитель повышает степень окисления понижает степень окисления -ē, окисление. +ē, восстановление.
(слайд №6)
Запомните! Отдать ē – окислиться Взять ē – восстановиться.
В природе всё взаимосвязано и взаимообусловлено, процесс окисления не может существовать без процесса восстановления и наоборот. И число принятых и отданных ē, исходя из закона сохранения массы веществ, должно быть одинаково. Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса и метод полуреакций, мы будем использовать метод электронного баланса. Рассмотрим алгоритм расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса.
(слайд №7)
- Определите степень окисления элементов. Подчеркните символы элементов, степени окисления которых изменяются. Выпишите элементы, меняющие степени окисления. Составьте электронные уравнения, определяющие число отданных и принятых электронов. Уравняйте число отданных и принятых ē, подобрав НОК и дополнительные множители. Допишите уравнение реакции, расставить коэффициенты.
+3 -2 +2 -2 0 +4 -2 Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Fe +3 + 3ē → Fe 0 2 окислитель (процесс восстановления) C +2 − 2ē → C +4 3 восстановитель (процесс окисления)
2Fe +3 + 3C +2 → 2Fe 0 + 3C +4 Fe2O3 + 3CO ═ 2Fe + 3CO 2 Вещества, являющиеся восстановителями и окислителями во многих реакциях, называются типичными. (слайд №8) Типичные окислители: F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 , H 2 SO 4 , O 2 , HNO 3 , MnO 2 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , H 2 O 2 , K 2 MnO 4 , O 3 . (слайд №9) Типичные восстановители: Н 2 , С, металлы, Н 2 S, СО, SО 2 , НJ, FeSO 4 , NH 3 .
(работа с учебником стр 178) . Окислительно-восстановительные реакции очень распространены. С ними связаны не только процессы коррозии, дыхания, фотосинтеза, но и брожения, гниения, обмена веществ, протекающие в живом организме, их можно наблюдать и при сгорании топлива. Окислительно-восстановительные реакции сопровождают круговорот веществ в природе. Знаете ли вы: - что в атмосфере ежедневно образуется примерно 2 миллиона тонн HNO 3 , или 700 миллионов тонн в год, и виде слабого раствора выпадает на Землю с дождями. (человек производит лишь 30 миллионов в год). Что же происходит в атмосфере? Воздух по объёму содержит 78 % азота, 21 % кислорода и 1 % других газов. Под действием грозовых разрядов, а на Земле ежесекундно вспыхивает в среднем 100 молний, происходит взаимодействие молекул N 2 с молекулами О 2 с образованием оксида азота (IV). t 0 N 2 + O 2 → NO Оксид азота (II) легко окисляется атмосферным кислородом в оксид азота (IV). NO + O 2 ═ NO 2 Образовавшийся NO 2 взаимодействуя с атмосферной влагой в присутствии кислорода, превращается в азотную кислоту. NO 2 + H 2 O + O 2 → HNO 3 Проверим, являются ли эти реакции окислительно-восстановительными? Что для этого нужно сделать? (расставить степени окисления) IV . Задания для закрепления. Расставьте в приведённых схемах реакций степени окисления методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. К доске вызываются ученики. 0 0 +2 +2 1) N 2 + O 2 → NO
0 +2 N 2 − 4ē → 2N 1 восстановитель (процесс окисления)
0 0 +2 -2N 2 + O 2 → 2N + 2ON 2 + O 2 ═ 2NO
+2 -2 0 +4 -2 2 ) NO + O 2 → NO 2
+2 +4 N − 2ē → N 2 восстановитель (процесс окисления)
0 -2 O 2 + 4ē → 2O 1 окислитель (процесс восстановления)
+2 +4 -22N + O 2 = 2N + 2O2NO + O 2 = 2NO 2
+4 -2 0 +1 -2 +1 +5 -2 3) NO 2 + O 2 + H 2 O → HNO 3
+4 +5 N − 1ē → N 4 восстановитель (процесс окисления)
0 -2 O 2 + 4ē → 2O 1 окислитель (процесс восстановления)
+4 0 +5 -24N + O 2 → 4N +2O4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3
Ну, а теперь, ребята, готовы ли мы передать информацию по факсу в центр межпланетных контактов об окислительно-восстановительных реакциях для расширения научных связей с учёными планеты Марс.
Рефлексия. Что же вы узнали? С какими реакциями вы познакомились? Какая частица является окислителем, а какая восстановителем? Какой процесс называется окислением? А какой - восстановлением?
Понравилась ли вам эта работа?Д/з. Решить кроссворд.
Решив кроссворд вы узнаете, что вещества KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 – сильные … (по вертикали 2) По горизонтали .
- Какой процесс отображает схема:
ОТВЕТЫ НА КРОССВОРД
По горизонтали: 1. Восстановление. 3. Экзотермической. 4. Оксид. 5. Окисление. 6. Баланса. 7. Три. 8. Восстановитель. 9. Замещения. 10. Ноль. 11. Цинк.По вертикали: 2. Окислители.
Тема: Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)
Цель урока: Образовательные: дать учащимся понятие об окислении и восстановлении, рассмотреть сущность ОВР, их взаимосвязь 2) сформировать представление о сущности химических реакций, найти взаимосвязь между структурой вещества и его свойствами, познать системный характер химических процессов, их внутреннюю противоречивость 3) обобщить строение веществ и их свойства, выработать умение по составлению простых уравнений химических реакций методом электронного баланса 4) привести в систему накопленные знания о типах реакций.
Развивающие: продолжить формирование экспериментальных навыков учащихся; развивать интерес к предмету, эрудицию, умение быстро и четко формулировать и высказывать свои мысли, логически рассуждать.
Воспитательные: воспитывать чувство сопричастности к общему делу; содействовать эстетическому развитию учащихся.
Тип урока : Комбинированный с элементами изучения нового материала.
Вид урока: Беседа, самостоятельная работа.
Методы: Словесные, наглядные, практические.
Оборудование : Fe , CuSO 4, CaCO 3 (яичная скорлупа), HCl ,K , H 2 O , Z n
Девиз: В природе постоянно идут превращения веществ, которые выражают с помощью химических уравнений.
Х о д у р о к а
Организационный момент .
Учитель. Здравствуйте! Я рада приветствовать вас на уроке по ОВР.
Задание №1 . Подумайте и ответьте, к какому типу реакций относится данные опыты, которые демонстрируем.
Опыт № 1. Берем раствор сульфат меди (2). В пробирку наливаем раствор и опускаем в пробирку порошок железа. Наблюдаем реакцию, которая идет. Через некоторое время медь покраснела и выпал в осадок. К какому типу вы отнесете, и дайте определение.
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu
Опыт №2. Берем яичную скорлупу, опускаем в пробирку и приливаем раствор HCl и наблюдаем за реакцией. К какому типу вы отнесете, и дайте определение
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O
Экология . Яичная скорлупа на нее попадает кислотные дожди при выбросах соляной кислоты в атмосферу может произойти полное уничтожению яичных кладок птиц. Это ведет к сокращению численности птиц.
Опыт№3 . Берем стакан с водой и опускаем в нее металлический калий наблюдаем за реакцией. . К какому типу вы отнесете, и дайте определение
2K +2 H 2 O= 2 KOH + H 2
Опыт№4. Берем асбестовую сетку,насыпаем в нее песок и посредине делаем углубление и посыпаем дихромат аммония и поджигаем. К какому типу вы отнесете, и дайте определение
NH 4) 2 Cr 2 O 7 =Cr 2 O 3 +N 2 +4 H 2 O
Занимательный опыт « Змейка»
(Норсульфазол)CS 2 +3 O 2 = CO 2 +2SO 2
Задание №2. РАССМОТРИМ ДАННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ С ТОЧКИ ЗРЕНИЯ ИЗМЕНЕНИЯ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
1) CuSO 4 +Fe = FeSO 4 +Cu
2)CaCO 3 + 2HCl=CaCl 2 +CO 2 + H 2 O
3)2K +2 H 2 O= 2 KOH + H 2
4) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 =Cr 2 O 3 +N 2 +4 H 2 O
ИЗУЧЕНИЕ НОВОЙ ТЕМЫ
Реакции, происходящие с изменением степеней окисления элементов - ОВР (слайд 2)
Восстановитель вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления.Окислитель вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления (слайд3)
Восстановитель - окисляется. Окислитель - восстанавливается (слайд 4)
Окисление----- процесс отдачи электронов. Восстановление------------- процесс присоединения электронов (слайд 5)
МЭБ (метод электронного баланса)
Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем (слайд 6)
В природе все процессы взаимосвязаны и взаимообусловлены. Без окисления нет восстановления и без восстановления не может быть окисления.
Опыт. Берем пробирку наливаем соляную кислоту и опускаемв нее цинк. Наблюдаем, выделяется водород.
Z n+2 HCl= ZnCl + H 2
Восстановитель Zn 0 - 2 e - Zn 2+ 2 1 окисление
Окислитель 2 H +2e H 0 2 2 1 восстановление
Типы химических реакций (слайд 7)
Реакции, идущие без Реакции, идущие с
изменения степени окисления изменением степени окисления
Физическая минутка (3-5 мин).
Самостоятельная работа с таблицами (10-15 мин).
На столах находятся таблица №1 по ОВР по типам: межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирование. Рассмотреть и записать в тетрадь. Таблица №2. Составление уравнений ОВР(методом МЭБ). Разобрать метод МЭБ и записать в тетрадь.
Закрепление: Самостоятельно рассмотреть рисунок строение человека и написать уравнение ОВР (методом МЭБ).
Подведение итогов . Выставление оценок
Домашнее задание :параграф №43, упр 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. 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.
Скачать:
Предварительный просмотр:
МУНИЦИПАЛЬНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ
МУНИЦИПАЛЬНАЯ СРЕДНЯЯ ШКОЛА №5 г. Пыть-Ях
Урок по теме:
Окислительно-восстановительные реакции.
учитель химии: Кисакова Ольга Александровна
Муниципального образовательного учреждения
средняя общеобразовательная школа № 5,
г. Пыть- Ях, 2010
Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции.
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
Добрый день! Хорошего вам настроения!
Тема нашего урока: «Окислительно - восстановительные реакции» (Презентация. 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. 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. Повторение и обощение изученного ранее 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°, Н 2 0 , О 2 0 , F 2 0 , Cl 2 0 , Br 2 0 .
Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н 2 0), -1 (NaH).
Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н 2 0), -1 (Н 2 О 2 ), +2 (OF 2 ).
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 K 2 Cr 2 O 7 .
- 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: MnO 2 , H 2 SO 4 , K 2 SO 3 , H 2 S, KMnO 4.
Что же представляют собой окислительно - восстановительные реакции с точки зрения понятия «степень окисления химических элементов»? (слайд 2)
/ 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:
MnO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O (2MnO 2 + 2H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + O 2 +2H 2 O)
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 +5 O 3 азот в состоянии + 5 может быть только окислителем и принимать электроны.
Только восстановителем может быть элемент, находящийся в низшей степени окисления. Например, в N -3 Н 3 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 MnO 2
- 2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (MnO 2 - восстановитель)
- MnO 2 + 4HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O (MnO 2 - окислитель)
3. Углубление и расширение знаний
Важнейшие окислители и продукты их восстановления
1. Серная кислота - Н 2 SO 4 является окислителем
А) Уравнение взаимодействия цинка с разбавленной Н 2 SO 4 (слайд 3)
Какой ион является окислителем в данной реакции? (H + )
Продуктом восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, является H 2 .
Б) Рассмотрим другую реакцию - взаимодействие цинка с концентрированной Н 2 SO 4 (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 Н 2 SO 4 разные: H 2 S, S, SO 2 .
2. Другая кислота - азотная - также окислитель за счет нитрат - иона NO 3 - . 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
Золото и платина не реагируют с HNO 3 , но эти металлы растворяются в «царской водке» - смеси концентрированных соляной и азотной кислот в соотношении 3: 1.
Au + 3HCI (конц.) + HNO 3 (конц.) = AuCI 3 + NO + 2H 2 O
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 KMnO 4 . 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. (слайды 7, 8)
Результаты лабораторного опыта:
Продукты восстановления KMnO 4 (MnO 4 - ):
- в кислой среде - Mn +2 (соль), бесцветный раствор;
- в нейтральной среде - MnO 2 , бурый осадок;
- в щелочной среде - MnO 4 2- , раствор зеленого цвета. (слайд 9,)
К схемам реакций:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 ↓ + Na 2 SO 4 + KOH
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + КOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O
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:
2KMnO 4 + 9H 2 O 2 + 6CH 3 COOH = 2Mn(CH 3 COO) 2 +2CH 3 COOK + 7O 2 + 12H 2 O
Старые пятна перманганата калия содержат оксид марганца (IV), поэтому будет протекать еще одна реакция:
MnO 2 + 3H 2 O 2 + 2CH 3 COOH = Mn(CH 3 COO) 2 + 2O 2 + 4H 2 O (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 :
- В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до:
- соль Mn +2
- MnO 2
- K 2 MnO 4
- Концентрированная H 2 SO 4
- Концентрированная HNO 3 не реагирует с металлом:
- Разбавленная HNO 3
- N 2 O
- Какой продукт восстановления KMnO 4 пропущен: 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH
- MnO 2
- 2MnSO 4
- K 2 MnO 4
(взаимопроверка тестов в парах)
5. Домашнее задание
Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты методом электронного баланса:
- AI + H 2 SO 4 (конц.) →
- Ag + HNO 3 (конц.) →
- KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → …….. + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O (слайд 13)
6.Подведение итогов урока
Инструктивная карта
I. Повторение и обобщение изученного ранее материала
Задание 1: Рассчитайте степени окисления элементов в соединениях:
MnO 2 , H 2 SO 4 , K 2 SO 3 , H 2 S, KMnO 4 .
Задание 2: Методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно - восстановительной реакции:
MnO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O
Задание 3: В какой из приведенных схем уравнений реакций MnO 2 проявляет свойства окислителя, а в какой - свойства восстановителя:
А) 2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O Б) MnO 2 + 4HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O
II. Углубление и расширение знаний:
Лабораторный опыт: (соблюдайте 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 - гидроксида 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:
1 пробирка -
2 пробирка -
3 пробирка -
4 пробирка - контроль
Задание: К схемам реакций:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 ↓ + Na 2 SO 4 + KOH
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + КOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O
Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
III. Закрепление изученного материала
Тест:
1.В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до:
А) соль Mn +2 Б) MnO 2 В) K 2 MnO 4
2.Концентрированная H 2 SO 4 при обычной температуре пассивирует:
А) Zn Б) Сu В) AI
3.Концентрированная HNO 3 не реагирует с металлом:
А) Ca Б) Au В) Mg
4.Разбавленная HNO 3 с активными металлами восстанавливается до:
А)NO Б) N 2 В) N 2 O
5. Какой продукт восстановления KMnO 4 пропущен:
2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH
А) MnO 2 Б) 2MnSO 4 В) K 2 MnO 4
Оценка за тест (по результатам взаимопроверки)
IV. Домашнее задание
Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты:
1. AI + H 2 SO 4 (конц.) →
2. Ag + HNO 3 (конц.) →
3. KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → …….. + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O
