Урок 20. Окислительные процессы

Урок по теме: Окислительно-восстановительные реакции.
план-конспект урока по химии

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:

Вложение Размер
urok_himii_v_11_po_teme_ovr.doc 801.5 КБ

Предварительный просмотр:

учитель химии: Данилов К.Е.

Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции.

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

  1. Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.
  2. Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости от активности металлов, концентрации кислот и реакции среды раствора.
  3. Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца.
  4. Показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.
  5. Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.

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 .

  1. Степень окисления калия +1, кислорода -2.
  2. Подсчитаем число отрицательных зарядов: 7 • (-2) = -14
  3. Число положительных зарядов должно быть + 14. На калий приходится два положительных заряда, следовательно, на хром – 12.
  4. Так как в формуле два атома хрома, 12 делим на два: 12 : 2 = 6.
  5. + 6 – это степень окисления хрома.

Проверка: алгебраическая сумма положительных и отрицательных степеней окисления элементов равна нулю, молекула электронейтральна.

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.

  1. Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
  2. Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.
  3. Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.
  4. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.
    Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.
  5. Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.
  6. 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:

  1. окислители
  2. восстановители
  3. окислители – восстановители

Самостоятельная работа № 3 по инструктивной карте: в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO 2 проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:

  1. 2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (MnO 2 – восстановитель)
  2. 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 .

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

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 – ):

  1. в кислой среде – Mn +2 (соль), бесцветный раствор;
  2. в нейтральной среде – MnO 2 , бурый осадок;
  3. 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)

Вы проделали лабораторный опыт, предложите вещество, с помощью которого можно очистить халат.

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

  1. В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до:
  1. соль Mn +2
  2. MnO 2
  3. K 2 MnO 4
  1. Концентрированная H 2 SO 4 при обычной температуре пассивирует:
  1. Zn
  2. Сu
  3. AI
  1. Концентрированная HNO 3 не реагирует с металлом:
  1. Ca
  2. Au
  3. Mg
  1. Разбавленная HNO 3 с активными металлами восстанавливается до:
  1. NO
  2. N 2
  3. N 2 O
  1. Какой продукт восстановления KMnO 4 пропущен: 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH
  1. MnO 2
  2. 2MnSO 4
  3. 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:

  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 (слайд 13)

Конспект урока по химии для 10 класса “Окислительно-восстановительные реакции”

Содержимое разработки

План урока

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Обучающая: 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.

Развивающая: развивать умения делать выводы на основе проведенных экспериментов

Воспитательная: воспитывать интерес к предмету, умение целенаправленно работать на уроке.

Тип урока лекция

Средства обучения: рассказ, беседа, сравнение, химический эксперимент, самостоятельная работа.

Межпредметные связи: ОДБ. 07, ОДБ.09, ОДП.03.

Самостоятельная работа:

Учебная литература: Химия. 10 класс: Учебник для общеобразовательных учреждений / О.С. Габриелян, Ф.Н. Маскаев, С.Ю. Пономарев, В.И. Теренин; под ред. В. И. Теренина – М.: Дрофа, 2002. – 304 с.

Ход урока:

1.Организационная часть: приветствие учащихся, подготовка к уроку, психологический настрой.

Добрый день! Хорошего вам настроения!

Тема нашего урока: «Окислительно – восстановительные реакции

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. Опрос учащихся по домашнему заданию:

3. Изложение нового 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°, Н2 0 , О2 0 , F2 0 , Cl2 0 , Br2 0 .

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

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

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

Что же представляют собой окислительно-восстановительные реакции с точки зрения понятия «степень окисления химических элементов»?

/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:

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 O3 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 Н3 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:

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

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

3. Углубление и расширение знаний

Важнейшие окислители и продукты их восстановления

1. Серная кислота – Н2SO4 является окислителем

А) Уравнение взаимодействия цинка с разбавленной Н2SO4

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

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)

На схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот

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)

На схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот

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: 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.

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 2- , раствор зеленого цвета.

К схемам реакций:

Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель

(Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно)

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:

Старые пятна перманганата калия содержат оксид марганца (IV), поэтому будет протекать еще одна реакция:

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. Подведение итогов по уроку, комментирование выставленных оценок.

Тест:

В кислой среде KMnO4 восстанавливается до:

Концентрированная H2SO4 при обычной температуре пассивирует:

Урок 20. Окислительные процессы

В уроке 20 «Окислительные процессы» из курса «Химия для чайников» узнаем о процессах с участием кислорода; дадим определения топливу и окислению, а также выясним как эти самые процессы влияют на атмосферу.

Вы хорошо знаете, что человеку и животным необходим воздух (а следовательно, и кислород) для дыхания. Какую же роль играет кислород в организме человека и животных?

Процессы с участием кислорода

В живом организме протекают процессы, в которых сложные вещества пищи — белки, жиры и углеводы — вступают в химические реакции с кислородом. При этом выделяется необходимая для жизнедеятельности энергия. Кислород, необходимый для протекания этих реакций, поступает в организм благодаря процессу дыхания.

Еще одной разновидностью взаимодействия кислорода и сложных веществ является процесс гниения. Вы, наверное, видели, как над кучами гниющей лист вы или каких-либо отходов, особенно по утрам, поднимается пар (рис. 86). Это сложные вещества вступают в реакцию с кислородом воздуха. В результате этой реакции образуется вода и выделяется теплота, благодаря которой вода превращается в пар.

Можно сказать, что гниение и дыхание — это «медленное горение». Эти процессы широко распространены в природе.

Присоединение кислорода как окислительный процесс

Общим для всех рассмотренных процессов с участием кислорода O2 является то, что продуктами реакции в них являются сложные вещества, которые образуются путем присоединения атомов кислорода к атомам других элементов. Например:

Такие реакции называют реакциями окисления.

Окисление — химическая реакция, в результате которой происходит присоединение атомов кислорода к атомам других элементов.

При сгорании сложного вещества сахарозы (это обычный сахар) C12H22O11 в кислороде также протекает окисление. В этом процессе происходит соединение атомов кислорода с атомами углерода и водорода. При этом образуются углекислый газ и вода:

Окисление может протекать с выделением большого количества теплоты и света — тогда это реакция горения, а также в виде «медленного горения» — дыхания и гниения. Во всех этих случаях происходит присоединение атомов кислорода к атомам других химических элементов, которые входили в состав сложного вещества. В результате процессов горения, гниения и дыхания образуются новые сложные вещества (обычно оксиды).

Понятие о топливе

Процессы горения издавна используются для удовлетворения нужд человека в энергии и тепле.

Топливо — это вещество, которое горит с выделением тепловой энергии.

По агрегатному состоянию топливо бывает твердое, жидкое и газообразное.

Запасы топлива могут быть восполнимыми (древесина, древесный уголь) и невосполнимыми (уголь, торф, нефть).

Каменные и бурые угли. Уголь (рис. 87) является древнейшим источником энергии, с которым знакомо человечество. Он представляет собой полезное ископаемое, которое образовалось из растительного материала на протяжении многих миллионов лет. Например, древесина без доступа воздуха превращается в каменный уголь. Основная масса угля состоит из углерода и органических соединений.

Торф. В Беларуси важное значение для бытового отопления и работы небольших предприятий имеет торф (рис. 88). Это топливо, которое образуется без доступа воздуха на низинных болотах из мха сфагнума и другой растительности. В последнее время его спрессовывают с угольной крошкой и получают торфоугольные брикеты, которые также используются как топливо.


Древесина. Как топливо древесина используется преимущественно на бытовом уровне. Основная масса ее применяется как строительный материал, а также идет на химическую переработку.

Нефть. Источник самых разнообразных жидких видов топлива на Земле — нефть (рис. 89). При ее переработке получают такие важные виды горючего, как бензин, керосин, лигроин, мазут. Эти виды топлива используются в автомобилях и тракторах, реактивных авиационных двигателях, а также на тепловых электростанциях и в системах теплообеспечения жилья и предприятий.

Природный газ. Примерно на 90 % состоит из метана CH4. Использовать его в качестве топлива стали только в XX в. Сегодня наша жизнь немыслима без газопроводов (рис. 90), доставляющих «голубое топливо» в наши квартиры, на ТЭС, ТЭЦ, промышленные предприятия.

Охрана атмосферы

В результате деятельности человека происходит загрязнение атмосферы самыми различными веществами, многие из которых ядовиты для человека, животных и растений. Изменение состава атмосферы приводит к ослаблению здоровья населения, снижению продолжительности жизни, распространению болезней. Это особенно заметно в больших городах, где атмосфера загрязняется газовыми выбросами промышленных предприятий и автомобильного транспорта.

В состав почти всех известных традиционных видов топлива входят вещества, при сгорании которых образуются не только СО2 и Н2О. При неполном сгорании топлива может образовываться весьма ядовитый угарный газ (СО). Также очень неблагоприятны для человека продукты сгорания соединений, содержащих атомы серы и азота, которыми являются оксиды серы (SO2) и азота (NO, NO2).

Для улучшения качества бензина в него добавляют соединения свинца. При сгорании такого бензина в окружающую среду выбрасывается большое количество ядовитых для человека веществ, содержащих свинец.

На сжигание различных видов топлива потребляется огромное количество кислорода. Так, в течение 1 ч. полета реактивный самолет (рис. 91) потребляет количество кислорода, вырабатываемое лесом площадью 1 га. за месяц.

Смог (рис. 92) — это туман, смешанный с пылью и сажей и содержащий продукты взаимодействия оксидов серы и азота с водой.

Кислотные дожди. Дождевая вода более кислая, чем обычная, так как в ней содержатся вещества, называемые кислотами. Они образуются при взаимодействии оксидов серы и азота с парами воды.

Парниковый эффект (рис. 93) возникает в результате повышения температуры воздуха за счет накопления в атмосфере некоторых газов, называемых парниковыми. Основным парниковым газом является углекислый газ. В результате парникового эффекта повышается температура воздуха в нижних слоях атмосферы, происходит изменение климата, возможны таяния ледников, наводнения.

Поскольку атмосфера у всех народов Земли общая, разные государства предпринимают совместные меры по ее защите от вредных выбросов. Для этого на заводах устанавливаются очистительные установки, совершенствуются системы очистки выхлопных газов автотранспорта, разрабатываются новые экологически чистые производства и виды транспорта.

Уменьшить влияние химических веществ на природу, здоровье людей возможно, только сделав самые тщательные исследования источников и состава ядовитых соединений. Химия как наука позволяет человеку найти пути решения указанных выше проблем охраны атмосферы.

Краткие выводы урока:

  • Окисление — химическая реакция, в результате которой атомы кислорода присоединяются к атомам других элементов.
  • Топливо — это вещество, которое горит с выделением тепловой энергии.
  • Основными видами топлива являются каменные и бурые угли, торф, древесина, нефть и природный газ.
  • Сжигание различных видов топлива приводит к таким неблагоприятным последствиям, как смог, кислотные дожди и парниковый эффект.

    Надеюсь урок 20 «Окислительные процессы» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Если вопросов нет, то переходите к следующему уроку.

    Урок химии “Окислительно-восстановительные реакции”

    Разделы: Химия

    • обучающие: познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окислений элементов – окислительно-восстановительными реакциями, дать понятие “окислитель”, “восстановитель”, “окисление”, “восстановление”; охарактеризовать единство и неразрывность процессов окисления и восстановления; систематизировать знания о типах химических реакций, о степени окисления химических элементов;
    • развивающие: продолжить развитие логического мышления, умений наблюдать, анализировать, сравнивать, находить причинно-следственные связи, делать выводы; формирование интереса к предмету.
    • воспитательные: формировать научное мировоззрение обучающихся, совершенствовать трудовые навыки, формирование культуры межличностного общения: умения слушать друг друга, задавать вопросы, анализировать ответы товарищей, прогнозировать результат работы, оценивать свою работу.

    Тип урока: усвоения новых знаний.

    Форма урока: урок-исследование с элементами проблемного обучения.

    Методы и методические приемы: рассказ, беседа, демонстрация средств наглядности, самостоятельная работа обучающихся.

    Межпредметные связи: биология, физика, математика.

    Средства обучения: комплект инструктивных карт, комплект карточек с терминами, мультимедиопроектор, презентация урока, экспонаты музея

    Учебник: Габриелян О.С. Химия.8 класс: учеб. для общеобразоват. учреждений / О.С.Габриелян. – 15-е изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2009. – 270, [2] с.: ил.

    № п/п Этап урока Примерное время
    I. Организационный этап 1 мин
    II. Мотивация учебной деятельности 3 мин
    III. Актуализация знаний обучающихся 5 мин
    IV. Первичное усвоение новых знаний 20 мин
    V. Первичное закрепление знаний 4 мин
    VI. Первичная проверка понимания изученного 7 мин
    VII. Информация о домашнем задании 2 мин
    VIII. Рефлексия 3 мин

    I. Организационный этап.

    Подготовка обучающихся к работе на уроке. Приветствие, эмоциональный настрой, проверка отсутствующих и готовности к уроку.

    II. Мотивация учебной деятельности.

    Презентация. Слайд 1. Информация учителя. Ребята, вокруг нас протекает множество химических реакций, без которых наша жизнь невозможна, некоторые из них приносят вред, без некоторых наша жизнь невозможна. Сегодня на урок я принесла экспонаты нашего музея. Как вы считаете в хорошем ли они состоянии? А что с ними произошло? 67 лет назад закончилась ВОВ. Они заржавели. А как вы думаете, почему? Какие процессы лежат в основе разрушения металлов, в частности железа? Чтобы ответить на этот вопрос вы должны познакомиться с новой классификацией химических реакций, определить признак новой классификации. Тема сегодняшнего урока “ОВР”, что означают эта абривиатура мы расшифруем позднее.

    III. Актуализация знаний обучающихся.

    Слайд 2. Фронтальный опрос. Давайте вместе с вами вспомним все известные вам классификации химических реакций и признаки, которые лежат в основе каждой классификации. Признаки (на доске).

    Повторение. “Типы химических реакций”.

    Задание. Записать уравнения реакций горения угля и разложения карбоната кальция, охарактеризовать реакции (устно) по всем известным классификациям.

    Неизвестный признак реакции?

    ІV. Первичное усвоение новых знаний

    Информация учителя. Беседа. Ребята, одним из свойств атомов является способность отдавать или принимать электроны, участвуя в образовании химической связи. Как называется условный заряд, который приобретают атомы отдавая или принимая электроны? Степень окисления. Какие значения может иметь степень окисления? +, 0, -. Предельное число электронов на внешнем энергетическом уровне 8. Каким образом элементы могут достичь этого состояния? Давайте вспомним с вами, что происходит с атомами химических элементов, когда они отдают или принимают электроны. Для этого рассмотрим строение электронных оболочек атомов. Тенденцию к отдаче электронов имеют атомы металлов, к приему электронов атомы неметаллов. Вспомните, как изменяются эти свойства в периоде, группе?

    Скажите, ребята, а можем ли мы в основу классификации химических реакций положить признак: изменение степени окисления?

    Давайте вернемся к рассмотренным ранее химическим реакциям и расставим степени окисления всех элементов для каждой формулы.

    Признак классификации? Изменение степени окисления.

    Тип реакций? Окислительно-восстановительная реакция и не окислительно-восстановительная реакция.

    не окислительно-восстановительная реакция

    Обучающиеся формулируют тему урока (расшифровывают абривиатуру ОВР).

    V. Первичное закрепление знаний.

    Рассмотрим пример окислительно-восстановительной реакции. Почему данная реакция является окислительно-восстановительной? Обучающиеся определяют тип реакции по разным классификациям. Проверяем.

    Н2 0 – 2е →2 Н +1 – процесс окисления, молекула отдает 2 электрона,

    O2 0 +4е →2О -2 – процесс восстановления, молекула принимает два электрона,

    Слайд 11. Работа с терминами. Обучающиеся сами формулируют определения.

    Окисление – это процесс отдачи электронов атомами, молекулами, ионами.

    Восстановитель– это частица (атом, молекула или ион), которая отдает электроны.

    Восстановление – процесс присоединения электронов атомами, молекулами, ионами

    Окислитель– это частица (атом, молекула или ион), которая принимает электроны.

    Обучающиеся смотрят определения в учебнике с. 229–231, сравнивают.

    Окислительно-восстановительная реакция – это единство процессов окисления и восстановления.

    Слайд 12. Физкультминутка.

    VI. Первичная проверка понимания изученного

    Слайды 14-17.

    Выполнение тестового задания (Приложение 1)

    Взаимоконтроль. Самоконтроль. Обсуждение ошибок.

    VII. Информация о домашнем задании.

    Учебник: §43, стр.229–230.

    Информация учителя. В качестве домашнего задания я предлагаю вам познакомиться с химической сказкой и выполнить задание к тексту (Приложение 2).

    1. Внимательно прочтите текст, вставьте пропущенные слова.

    2. Составьте уравнение химической реакции образования хлорида натрия. Является ли данная реакция окислительно-восстановительной? Если да, то укажите окислитель и восстановитель.

    3. Сочините сказку, стихотворение о любом окислительно-восстановительном процессе.

    VIII. Рефлексия. Решение проблемы, поставленной в начале урока.

    Данное уравнение химической реакции отражает процесс ржавления железа или коррозию железа. Скажите ребята, по признаку изменение степени окисления это будет какая реакция? Окислительно-восстановительная. В чем же заключается суть процесса коррозии? Окислитель? Восстановитель?

    Окислительно-восстановительные реакции многообразны, они лежат в основе очень важных реакций: фотосинтез, дыхание, гниение, брожение, коррозия, электролиз, горение.

    Синквейн. Окислительно-восстановительная реакция.

    Окислительно-восстановительные реакции. Химия. 8 класс. Разработка урока

    Использованная литература:

    1. Настольная книга учителя химии. 8 класс. О.С. Габриелян, Н.П.Воскобойникова, А.В.Яшукова (М.:Дрофа). 2003г.
    2. ЭФУ Химия 8 класс. О.С. Габриелян, (М.:Дрофа).
    3. Рабочая тетрадь к учебнику О.С. Габриеляна Химия 8 класс. О.С. Габриелян, А.С. Сладков (М.:Дрофа-2013).

    Цели урока:

    • обучающие: познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окислений элементов – окислительно-восстановительными реакциями, повторить понятия “окислитель”, “восстановитель”, “окисление”, “восстановление”;
    • развивающие: продолжить развитие логического мышления, формирование интереса к предмету, используя современные технологии в обучении.
    • воспитательные: формировать научное мировоззрение обучающихся, формирование культуры межличностного общения: оценивать свою работу..

    Средства обучения:

    • Электронное приложение к учебнику «Химия 8 класс». О.С. Габриелян, (М.:Дрофа).
    • Интерактивное учебное пособие «НАГЛЯДНАЯ ХИМИЯ. Химия. 8-9 класс.» Москва: ООО «Экзамен-Медиа» 2011-2013

    Учебник: ЭФУ Габриелян О.С. Химия.8 класс:– М.: Дрофа, 2015

    Ход урока

    1. Организационный этап

    Подготовка обучающихся к работе на уроке. Правила работы и ТБ в смарт-классе при работе с ноутбуками

    2. Актуализация знаний обучающихся

    А) Вспомним все известные вам классификации химических реакций и признаки, которые лежат в основе каждой классификации. Повторение. «Типы химических реакций» ( по средству обучения 2)

    Работа по литературе 1:

    1. По типу и составу реагирующих и образующихся веществ бывают реакции:

    а) соединения;
    б) разложения;
    в) замещения;
    г) обмена (в том числе и реакция нейтрализации).

    2. По агрегатному состоянию веществ (фазе) различают реакции:

    а) гомогенные;
    б) гетерогенные.

    3. По тепловому эффекту реакции делятся на:

    а) экзотермические (в том числе реакции горения);
    б) эндотермические.

    4. По использованию катализатора выделяют реакции:

    а) каталитические (в том числе ферментативные);
    б) некаталитические.

    5. По направлению различают реакции:

    а) обратимые;
    б) необратимые.

    Б) Дать полную характеристику реакции синтеза оксида серы(6) из оксида серы(4) и кислорода:

    3. Усвоение новых знаний по ЭФУ

    А) Вспомним что такое С.О. и как он меняется при ХР. (Повторение с последующей проверкой по средству обучения 2.)

    Б) Объяснение материала по ЭФУ стр. 263–265.

    В) Работа по электронному приложению ЭФУ.

    Г) Работа по литературе 2

    4. Первичное закрепление знаний

    А) Обучающиеся выполняют задание. ЭЛЕКТРОННОГО ПРИЛОЖЕНИЯ

    При затруднении используем стр. 264-265 ЭФУ.

    Б) Выполнение задания по электронному приложению, нахождение окислителя, восстановителя, переход электронов, работа у доски.

    При затруднении используем стр. 263 ЭФУ.

    В) Выполнение интерактивных заданий по литературе 2

    5. Первичная проверка понимания изученного

    А) Выполнение заданий «Рабочей тетради» и ЭФУ

    Б) Упр 2 по ЭФУ

    ДЗ: изучить параграф 44 до стр.265, упр 3 стр. 269.

    6. Рефлексия

    Почему нужно изучать ОВР?

    Окислительно-восстановительные реакции многообразны, они лежат в основе очень важных реакций: фотосинтез, дыхание, гниение, брожение, коррозия, электролиз, горение.

    Урок по химии «Окислительно-восстановительные реакции»

    МОУ «Средняя общеобразовательная школа

    с углубленным изучением отдельных предметов №32» г. Саранска

    Учитель химии: Нуянзина М.И.

    Тема урока. Окислительно-восстановительные реакции

    Тип урока. Приобретение новых знаний.

    Обучающие: Познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окисления элементов – с окислительно-восстановительными реакциями (ОВР); научить учащихся расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

    Развивающие: Продолжить развитие логического мышления, умений анализировать и сравнивать, формирование интереса к предмету; показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.

    Воспитательные: Формировать научное мировоззрение учащихся; совершенствовать трудовые навыки.

    Методы и методические приемы. Рассказ, беседа, демонстрация средств наглядности, самостоятельная работа учащихся.

    Оборудование и реактивы:

    · персональный компьютер, видеопроектор, презентация “Окислительно-восстановительные реакции»;

    · штатив с пробирками;

    · раствор сульфата меди (II), раствор гидроксида натрия, железная кнопка;

    · периодическая система Д. И.Менделеева.

    Здравствуйте, уважаемые друзья! Наш урок я назвала: «Кто-то теряет, а кто-то находит…». Ребята, как вы думаете, о чем пойдет речь сегодня на уроке? В течение урока мы постараемся ответить на этот вопрос.

    Эпиграфом нашего урока будут слова Станислава Лема:

    «Чтобы что-то узнать, нужно уже что-то знать». Давайте выясним, что же мы все-таки знаем. Я предлагаю вам химическую разминку.

    На предыдущих уроках мы с вами познакомились с различными видами классификации химических реакций. Итак, какие бывают реакции?

    (Обратимые и необратимые, гомогенные и гетерогенные, зкзо- и эндотермические, каталитические и не каталитические, реакции соединения, разложения, замещения и обмена).

    Т.о., все химические реакции делятся на:

    Дайте характеристику реакциям по всем известным признакам классификации.

    Сегодня мы познакомимся с новой классификацией химических реакций.

    Открываем рабочие тетради и записываем тему урока – ОВР. Что означает эта аббревиатура, мы расшифруем позднее.

    Что такое СО? (СО – это условный заряд атома ХЭ в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов). СО численно равна валентности. Различие состоит в том, что валентность обозначается римскими цифрами и не имеет знака, а СО – арабскими, имеет знак, который ставится перед значением СО. У простых веществ и неполярных молекул СО равна нулю. Сумма СО атомов в молекуле всегда равна нулю.

    Определите СО элементов в следующих веществах:

    HNO3, Mg(NO3)2, Zn, H2SO4, Br2, H3PO4, Cu2O, O3, NaNO2, КMnO4.

    Проведите реакции между раствором сульфата меди (II) и:

    1) раствором гидроксида натрия

    2) железной кнопкой.

    Укажите признаки химических реакций, запишите молекулярные уравнения и определите степень окисления каждого элемента.

    Сравните эти реакции. Чем они отличаются друг от друга? Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях? ( В первом уравнении степени СО не изменились, а во втором изменились – у меди и железа) . По какому признаку можно классифицировать реакции? ( По изменению СО).

    Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным. Попробуйте дать определение окислительно-восстановительных реакций.

    (ОВР – реакции, протекающие с изменением СО элементов).

    Т.о., многообразие классификаций химических реакций по различным признакам можно дополнить ещё одним – реакции, протекающие с изменением и без изменения СО.

    Что же произошло в результате ОВР? До реакции у железа была степень окисления 0, после реакции стала +2. Как видим, СО повысилась, следовательно, железо отдает 2 электрона.

    У меди до реакции степень окисления +2, после реакции – 0. Как видим, СО понизилась. Следовательно, медь принимает 2 электрона.

    Железо отдает электроны, оно является восстановителем, а процесс передачи электронов называется окислением.

    Медь принимает электроны, она – окислитель, а процесс присоединения электронов называется восстановлением. Запишем схемы этих процессов:

    Итак, дайте определение понятий «восстановитель» и «окислитель».

    Какое определение можно дать процессам восстановления и окисления?

    Запишите определения в тетрадь.

    ОВР представляют со­бой единство двух противоположных процессов – окисления и восста­новления. В этих реакциях происходит отдача и присоединение 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

    Отдать электроны – окислиться.

    Взять электроны – восстановиться.

    Т.о., металлы – это сильные восстановители, а неметаллы – сильные окислители. Поэтому в ПС в периодах слева направо восстановительные свойства будут уменьшаться, а окислительные – увеличиваться; в группах главных подгруппах сверху вниз восстановительные свойства – увеличиваться, а окислительные – уменьшаться.

    Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса.

    5 K ClO 3 + 6P = 5KCl + 3P 2 O 5

    слайд 11

    Какие из приведенных схем уравнений можно отнести к ОВР? Определите типы реакций.

    1) СаСО3 → СаО + СО2

    2) 2KMnO4 → K2MnО4 + MnО2 + О2↑

    3) N2 + 3Н2 → 2NН3

    4) N2O5 + H2O → 2HNO3

    5) Mg + 2HCl → MgCl2 + H2↑

    6) AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3↓ + 3NaCl

    7) 2CuS + 3О2 → 2СuО + 2SО2↑

    Вывод: Окислительно-восстановительными будут являться все реакции замещения, те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество, а также реакции горения.

    Все реакции ионного обмена не ОВР.

    Окислительно-восстановительные процессы встречаются не только на уроках химии. Это и дыхание, и обмен веществ в организме, порча пищевых продуктов, процессы фотосинтеза у растений, брожения, гниения, сгорание топлива, выплавка металлов и другие процессы.

    Напрашивается вопрос, возможно ли было возникновение жизни на нашей планете без участия окислительно-восстановительных процессов? (Нет).

    слайды 14-18 (Выполнение тестовых заданий. Проверка.)

    Вывод: Т.о., на сегодняшнем уроке мы познакомились с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окисления элементов – с окислительно-восстановительными реакциями и выяснили, что коэффициенты в уравнениях ОВР можно расставить методом электронного баланса.

    Домашнее задание: §44, упр.1,7 /data/files/d1486492769.pptx (Окислительно-восстановительные реакции.)

    Конспект урока химии по теме: “Окислительно-восстановительные реакции”

    Данная тема рассматривается на уроках химии в 11 классе. Учащиеся уже имеют начальные знания о степени окисления, способах её определения, процессах окисления и восстановления. В 11 классе мы углубляем и систематезируем знания по данной теме.

    Просмотр содержимого документа
    «Конспект урока химии по теме: “Окислительно-восстановительные реакции”»

    Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции.

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

    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.

    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°, Н2 0 , О2 0 , F2 0 , Cl2 0 , Br2 0 .

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

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

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

    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:

    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 O3 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 Н3 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:

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

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

    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

    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

    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: 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 KMnO4 (MnO4 – ):

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

    в нейтральной среде – MnO2, бурый осадок;

    в щелочной среде – MnO4 2- , раствор зеленого цвета. (слайд 9,)

    К схемам реакций:

    Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель (слайд 10)

    (Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно)

    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:

    Старые пятна перманганата калия содержат оксид марганца (IV), поэтому будет протекать еще одна реакция:

    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 KMnO4 восстанавливается до:

    Читайте также:
    Урок 3. Молекулы и простые вещества
  • Рейтинг
    ( Пока оценок нет )
    Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
    Добавить комментарий

    ;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: