Тема: Окислительно-восстановительные реакции.

(Урок обобщение и углубление темы)

(для 11-х классов химико-биологического профиля – 2часа)

Цели урока: 1. Обобщить и систематизировать знания учащихся о степени окисления

и окислительно-восстановительных реакциях.

2. Углубить и расширить знания учащихся об окислительно-

восстановительных реакциях, изучив важнейшие окислители и метод ионно-

электронного баланса.

Задачи урока:

I.Обучающие:

1. Уметь определять степени окисления элементов.

2. Уметь определять окислитель и восстановитель.

3. Уметь расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

4.Научиться расставлять коэффициенты методом ионно-электронного баланса.

5. Научиться прогнозировать продукты окислительно-восстановительных реакций.

II. Воспитывающие:

Воспитание культуры речи, трудолюбия, усидчивости.

III.Развивающие:

Развитие памяти, внимания, логического мышления.

Оборудование к уроку : Карточки, тесты, компьютер с проектором, диск со

слайдами, пробирки, растворы перманганата калия, сульфита натрия, серной

кислоты и гидроксида калия.

Девиз урока: Знания! Великое дело! Что же составляет величие человека, как

не знания! А.С.Пушкин

Ход урока:

I.

Организационный момент (тема, цели и задачи урока).

1

II.

Повторение и обобщение пройденного материала.

(актуализация знаний учащихся перед изучением нового материала.)

(Учащиеся заранее получили задание повторить самостоятельно из курса 9 класса эту

тему).

А. Работа у доски по карточкам (с их дальнейшим обсуждением):

Карточка №1. Определите валентность и степени окисления углерода в следующих

органических соединениях: СН

4

, СН

3

CI, CH

2

CI

2

, CHCI

3

, CCI

4

, CH

3

COOH.

В чем заключаются особенности в определении степени окисления углерода в

органических веществах?

Карточка №2. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схеме

окислительно-восстановительной реакции:

H

2

S+K

2

Cr

2

O

7

+H

2

SO

4

S+Cr

2

(SO

4

)

3

+K

2

SO

4

+H

2

O.

Карточка №3. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схеме

окислительно-восстановительной реакции:

FeS

2+

O

2

Fe

2

O

3

+SO

2

Карточка №4. В каких из приведенных ниже уравнений реакций MnO

2

проявляет

свойства окислителя, а каких – восстановителя?

А. 2MnO

2

+2H

2

SO

4

2MnSO

4

+O

2

+H

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

Б. Фронтальный опрос: ( идет параллельно с работой у доски).

1.

Что называется степенью окисления?

2.

Какие аксиомы по степени окисления вы знаете?

3.

Назовите степени окисления атомов водорода и кислорода.

2

4.

Какие бывают степени окисления? (низшие, высшие, промежуточные(на примере

атома серы показать их)

(Обсуждение карточки №1)

5.

Какие реакции называются окислительно-восстановительными?

6.

Что такое окислитель?

7.

Что такое восстановитель?

8.

Какой процесс называется восстановлением?

9.

Какой процесс называется окислением?

10.Какие вещества могут быть только окислителями? Приведите примеры.

11.Какие вещества могут быть только восстановителями? Приведите примеры.

12.Какие вещества могут быть и окислителями и восстановителями? Приведите

примеры.

13.Какие типы окислительно-восстановительных реакций существуют? Дайте им

определение и приведите примеры.

14.Какой метод составления окислительно-восстановительных реакций вы знаете?

Какое правило лежит в основе этого метода?

(Обсуждение карточек №2, №3, №4.

В. Значение окислительно-восстановительных реакций в жизни человека

(сообщение учащегося) (см.Приложение 1).

Г. Этап повторения и обобщения завершается тестом:

ТЕСТ по теме:

Окислительно-восстановительные реакции

(раздается каждому ученику)

( проверка этапа повторения)

1.

Чему равна низшая степень окисления серы?

А. –2; Б. +4; В.-1; Г. 0; Д .+6.

2.

Чему равна степень окисления фосфора в соединении Mg

3

P

2

?

3

А. +3; Б. +5; В. 0; Г. –2; Д. –3.

3.

Какие элементы имеют постоянную степень окисления +1?

А – водород; Б – литий; В – медь; Г – рубидий; Д – серебро.

4.

Чему равна высшая степень окисления марганца?

А. –1; Б. 0; В. +7; Г.+4; Д .+6.

5.

Чему равна степень окисления хлора в соединении Са(CIO)

2

?

А. +2; Б. +1; В. 0; Г. –1; Д .–2.

6.

Какие из следующих веществ могут являться только окислителями?

А. NH

3

; Б. Br

2

; В. KCIO

4

; Г. Fe; Д. HNO

3

.

7.

Как называется следующий процесс и сколько электронов в нем участвуют?

2CI

-

CI

2

0

А. восстановление, 1е; В. восстановление, 2е;

Б. окисление, 2е; Г. окисление, 1е.

8.

Какие из данных веществ могут являться и окислителями и восстановителями?

А. SO

2

; Б. Na; В. Н

2

; Г. K

2

Cr

2

O

7

; Д. HNO

2

.

9.

Как называется следующий процесс и сколько электронов в нем участвуют?

S

+6

S

-2

А. восстановление, 8е; В. окисление, 8е;

Б. окисление, 4е; Г. восстановление, 4е.

10.Какие из данных веществ могут являться только восстановителями?

А. H

2

S; Б. KMnO

4

; В. SO

2

; Г. NH

3

; Д. Na.

ОТВЕТЫ: 1. А 6. В, Д

2. Д 7. Б

3. Б, Г 8. А, В, Д

4. В

9. А

5. Б

10. А, Г, Д

4

( учащиеся проверяют работы друг у друга, сверяясь с ответами, которые

вывешиваются после проведения теста)

III.

Углубление и расширение знаний.

(лекционная часть урока с использованием компьютерной технологии- показ

слайдов)

А. Важнейшие окислители и продукты их восстановления:

(H

2

SO

4

(конц.); HNO

3

; KMnO

4

)

Б. Метод ионно-электронного баланса.

А. Важнейшие окислители:

1.

H

2

SO

4

(разбавленная). Окислитель: Н

+

H

2

SO

4

(p) +Me(доН) соль+ Н

2

Н-р: H

2

SO

4

(p) +Zn ZnSO

4

+H

2

H

2

SO

4

(p) +Cu не реагирует

2.

H

2

SO

4

(концентрированная). Окислитель: S

+6

S

+4

O

2

Концентрированной серной кислотой

H

2

S

+6

O

4

считается раствор серной кислоты в воде

H

2

S

-2

; S

0

с содержанием H

2

SO

4

более 70%.

В зависимости от активности металла продукты восстановления H

2

SO

4

разные.

Продукт восстановления зависит также и от концентрации кислоты (см. слайд № 1):

Слайд №1. Продукты восстановления H

2

SO

4

(конц.)

(H

2

SO

4

(конц.)+ Ме соль+Н

2

О+?)

(Au,Pt – не реагирует)

Активные металлы

Пассивные

металлы

Неметаллы

70% - H

2

S

-2

80% - S

0

более 90% - S

+4

O

2

S

+4

O

2

S

+4

O

2

5

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

3.

HNO

3.

(Окислитель N

+5

)

Слайд №2 Продукты восстановления HNO

3

.

(HNO

3

+ Me соль +H

2

O+?)

Me

HNO

3

Активные

металлы

(от Li до Al)

Металлы средней

активности

(от Mn до Pb)

Пассивные

металлы

(Cu, Hg, Ag)

Неметаллы

HN

+5

O

3

(разбавленная)

-3

NH

4

NO

3

+2

NO(N

0

2)

+2

NO

+2

NO

HN

+5

O

3

(концентрированная)

(от 63% и выше)

+1

N

2

O

+4

NO

2

+4

NO

2

+4

NO

2

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

Концентрированная HNO

3

пассивирует такие металлы как Fe, Cr, Al, что связано в

образованием на поверхности этих металлов тонкой, но очень плотной оксидной

пленки.

Au и Pt не реагирует также и с HNO

3

, но эти металлы растворяются в «царской

водке» (смесь концентрированных соляной и азотной кислотой в соотношении 3:1).

Н-р: Au+3HCI(конц.)+HNO

3

(конц. AuCI

3

+NO+2H

2

O

4. KMnO

4

(перманганат калия)

На продукт восстановления этого сильнейшего окислителя влияние оказывает среда

реакции (см. слайд № 3):

Слайд №3. Влияние реакции среды на характер восстановления

перманганата калия

Mn

+2

(соль)-(

бледно-розовый раствор

)

H

+

KMn

+7

O

4

OH

-

K

2

Mn

+6

O

4 (темно-зеленый раствор)

H

2

O

+4

MnO

2( черный осадок)

6

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

Например: 3Na

2

SO

3

+2KMnO

4

+H

2

O 3Na

2

SO

4

+2MnO

2

+2KOH

Давайте посмотрим опыт: Берем 3 пробирки с раствором перманганата калия. В

первую пробирку добавляем 2-3 капли раствора серной кислоты, в вторую- воду, в

третью- 5-6 капель раствора гидроксида калия. Во все пробирки по каплям

добавляем восстановитель- раствор сульфита натрия, до исчезновения фиолетового-

малинового окрашивания. В первой пробирке мы наблюдаем образование бледно-

розового раствора, во второй образуется черный осадок, а в третьей- темно-зеленый

раствор. Таким образом, результаты опыта подтвердили данную схему(слайд 3)

Б. Метод ионно-электронного баланса.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций,

протекающих в водных растворах с участием важнейших окислителей удобнее

использовать ионно-электронный баланс (метод полуреакций). Этот метод основан

на составлении уравнений полуреакций восстановления иона (молекулы) окислителя

и окисления иона (молекулы) – восстановителя, и последующем суммировании этих

полуреакций. Электронно-ионный метод более реально отражает процессы

происходящие в ходе реакций. В реакции нет ионов S

+4

, S

+6

, N

+5

, Mn

+7

и т.д., но есть

ионы SO

2-

3

, SO

2-

4

, NO

-

3

, MnO

-

4

и т.д.

При составлении полуреакций следует учитывать количество кислорода в исходных

веществах и в продуктах реакций. При этом избыток кислорода связывается, а

недостаток компенсируется за счет Н

+

, ОН

-

, Н

2

О (см. слайд №4):

Слайд №4 Баланс атомов кислорода в ОВР

(в зависимости от среды реакции).

Число атомов

кислорода

Кислая среда

Нейтральная

среда

Щелочная среда

Избыток

О

-2

+2Н

+

---Н

2

О

О

-2

+Н

2

О---2ОН

-

О

-2

+Н

2

О---2ОН

-

Недостаток

Н

2

О---О

-2

+2Н

+

Н

2

О---О

-2

+2Н

+

2ОН

-

---О

-2

+Н

2

О

7

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

Таким образом, из схемы (слайд № 4) видно, что

1. в кислой среде избыток кислорода исходных веществ связывается ионами

водорода с образованием молекул воды, а недостаток кислорода компенсируется за

счет молекул воды;

2. в щелочной среде избыток кислорода связывается молекулами воды с

образованием гидроксид-ионов, а недостаток компенсируется гидроксид-ионами;

3. в нейтральной среде избыток связывается молекулами воды с образованием

гидроксид-ионов, и недостаток компенсируется также молекулами воды.

Используя слайд № 4 ( для усвоения этого метода) рассматриваются следующие

примеры:

а) Na

2

SO

3

+KMnO

4

+H

2

SO

4

MnSO

4

+K

2

SO

2

+Na

2

SO

4

+H

2

O

Вос-ль: SO

2-

3

+H

2

O -2e SO

2-

4

+2H

+

5 окисление

Окис-ль: MnO

4

+8H +5e Mn

+2

+4H

2

O 2 восстановление

____________________________________________________________

5SO

3 +

2MnO

+

4

+6H

+

5SO

2-

4

+2Mn

+2

+3H

2

O

5Na

2

SO

3

+2KMnO

4

+3HSO

4

5Na

2

SO

4

+2MnSO

4

+K

2

SO

4

+3H

2

O

б) Na

2

SO

3

+KMnO

4

+KOH Na

2

SO

4

+K

2

MnO

4

+H

2

O

Вос-ль: SO

2-

3

+2OH

-

-2e SO

2-

4

+H

2

O 1 окисление

Oкис-ль: MnO

-

4

+1e MnO

2-

4

2 восстан-е

_____________________________________________________________

SO

2-

3

+2OH

-

+2MnO

-

4

--- SO

2-

4

+H

2

O+2MnO

2-

4

Na

2

SO

3

+2KmnO

4

+2KOH --- Na

2

SO

4

+2K

2

MnO

4

+H

2

O

IV.

Этап закрепления

А). Химический диктант. Если вы согласны с моим утверждением: (+)

(1 задание) Если не согласны с моим утверждением: (-)

8

1.

В кислой среде KMnO

4

восстанавливается до Mn

+2

2.

При взаимодействии активных металлов с H

2

SO

4

концентрированной

единственным продуктом восстановления является SO

2.

3.

Разбавленная HNO

3

с активными металлами восстанавливается до NO.

4.

В щелочной среде KМnO

4

восстанавливается до K

2

MnO

4.

5.

Концентрированная HNO

3

c Au и Pt восстанавливается до NO

2.

6.

При взаимодействии разбавленной HNO

3

с металлами средней активности

продуктами восстановления могут быть NO, N

2.

7.

Концентрированная H

2

SO

4

с пассивными металлами восстанавливается до SO

2.

8.

KМnO

4

в нейтральной среде восстанавливается до K

2

MnO

4.

9.

Концентрированная HNO

3

с пассивными металлами восстанавливается только до

NO

2.

10. KMnO

4

в нейтральной среде восстанавливается до MnO

2.

Ответы: 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 (Вывешивается сразу после диктанта и каждый

+ - - + - + + - + +

проверяет себя, насколько усвоен материал)

(2 задание).Б, Используя данные на уроке схемы, докончить уравнения и

расставить в них коэффициенты.

1.

Mg + H

2

SO

4

(конц.)

2.

Zn +H

2

SO

4

(конц.)

3.

Ca +HNO

3

(pазб.)

4.

Cu +HNO

3

(конц.)

5.

Ag +HNO

3

(pазб.)

6.

K

2

S +KMnO

4

+H

2

SO

4

S+K

2

SO

4

+3H

2

O+?

7.

NaNO

2

+KMnO

4

+H

2

O NaNO

3

+KOH+ ?

9

V. Итоги урока: ( смотри слайд №5):

10

Слайд №5.

___________

__________________________________________________

Окислитель

Восстановитель

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

Восстановление

Окисление

Важнейшие

окислители:

H

2

SO

4,

HNO

3,

KMnO

4.

1. Метод

электронного

баланса;

2.Метод

ионно-

электронного

баланса.

Типы ОВР:

-Межмолекулярные,

-Внутримолеку-

лярные,

-диспрпорцио-

нирования.

Степень

окисления:

-Высшая

-

Промежуточная

-Низшая

Окислительно

-восстанови

тельные

реакции

11

VI.Домашнее задание (с пояснениями):

1.

Егоров А.С. Химия-репетитор. §4.1, упр.10, стр.128

2.

Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Сборник задач по химии (для

поступающих в ВУЗы), №6.38, стр.102, №6.48, стр.108

Рекомендуемая литература:

1.Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А .

Начала химии. Современный курс для поступающих в В

2.Гузей Л.Г., Сорокин В.В. Основные закон химии: Окислительно-восстановительные

реакции.

Приложение1

Значение окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции сопровождают многие процессы, осуществляемые в

легкой промышленности и в различных сферах быта: горение газа в газовой плите, приготовление

пищи, стирка, чистка предметов домашнего обихода, изготовление обуви, парфюмерных

текстильных изделий.

Зажигаем ли мы спичку, горят ли в небе причудливые фейерверки – все это окислительно-

восстановительные процессы.

12

Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее

известных средств, как пероксида водорода, перманганата калия, хлора и хлорной или белильной

извести.

Если требуется окислить с поверхности изделия какое-либо легко разрушающееся вещество,

применяют пероксид водорода, он служит для отбеливания шелка, перьев, рога, мехов. С его

помощью реставрируют старинные картины.

Ввиду безвредности для организма пероксид водорода применяют в пищевой промышленности

для отбеливания шоколада, рубцов и оболочек в производстве сосисок.

Дезинфицирующее действие перманганата калия тоже основано на его окислительных свойствах.

Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания

сточных вод. Хлор разрушает многие краски, на чем основано его применение при белении бумаги

и тканей.

Хлорная или белильная известь – это одна из самых распространенных окислителей, как в быту, так

и в производственных масштабах; ее применяют для отбеливания различных предметов (унитазов,

раковин), для дезинфекции выгребных ям, сточных канав.

В природе окислительно-восстановительные реакции чрезвычайно распространены.

Окислительно-восстановительные реакции играют большую роль в биохимических процессах:

дыхании, обмене веществ, нервной деятельности человека и животных. Проявление различных

жизненных функций организма связано с затратой энергии, которую наш организм получает из

пищи в результате окислительно-восстановительных реакций.

Окислительно-восстановительные реакции характеризуют химические свойства многих веществ,

которые можно подтвердить экспериментом в химической лаборатории.

13