Разработка урока по теории окислительно-восстановительных реакций для профильных классов
методическая разработка по химии (11 класс) по теме

1. Вводная часть.

 В современной химии, медицине, технике и химической технологии чрезвычайно важную роль играют окислительно- восстановительные реакции.

Они лежат в основе электрохимических производств (пиролиз, металлотермия, пирометаллургия и др.), преобразования химической энергии в электрическую в гальванических и топливных элементах.

Они важны для функционирования и жизнедеятельности биологических организмов (фотосинтез, дыхание, пищеварение, гниение, брожение).В аналитической химии широко используются методы, основанные на реакциях окисления- восстановления (потенциометрия, кулонометрия, полярография и др.).

Место урока в теме:

1. Основные понятия и определения теории ОВР
2. Классификация окислительно- восстановительных процессов
3. Важнейшие окислители и восстановители
4. Уравнивание уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронно-ионного баланса
5. Прогнозировние продуктов окислительно-восстановительных реакций, составление уравнений.

     Влияние среды на характер протекания окислительно-     восстановительного          процесса.

6. Электролиз
7. Решение задач на электролиз растворов, расплавов электролитов.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций включает в себя два основных этапа:

1. определение продуктов реакции

1. расстановка стехиометрических коэффициентов в уравнении реакций (методы уравнивания уравнений окислительно- восстановительных реакций рассмотрены на предыдущем уроке)

2.  Определение продуктов окислительно-восстановительных реакций:

       При написании продуктов реакций следует учитывать два момента:

2.1 определение функции веществ в данной окислительно- восстановительной реакции на основании изменения степени окисления атомов: в любой окислительно- восстановительной реакции один из участников повышает степень окисления, т.е. окисляется, а другой понижает степень окисления, т.е. восстанавливается. Атомы в высшей степени окисления всегда выступают в роли окислителя, атомы в низшей степени окисления всегда выступают в роли восстановителя. Атомы в промежуточной степени окисления могут быть как окислителями, так и восстановителями, в зависимости от партнера по химической реакции.

1.  определение соединений, в форме которых будут находиться элементы в данном растворе после химической реакции. Этот вопрос решается на основе знаний свойств химических соединений и их взаимодействий в водных растворах с учетом характера среды.

 3. Влияние характера среды.

Характер среды влияет на состав продуктов реакции двояким образом:

1. От него зависит окислительно-восстановительная способность веществ. Так, соединения металлов в высшей степени окисления в кислых растворах легко проявляют окислительную способность, тогда как в щелочных это свойство может не проявляться:

K2Cr2O7 + 14 HCl (k) = 3Cl2 + 2 CrCl3 +2KCl + 7 H2O

  о-ль              в-ль

Cr2O7 2- + 14 H+ + 6 e = 2 Cr3+ + 7 H2O        1 пр.Red, Ox

2 Cl- - 2 e = 2Cl0                                            3 пр. Ox, Red3

Cr2O7 2- + 14 H+ + 6 Cl-= 2 Cr3+ + 7 H2O + 6 Cl-

В щелочной среде эта реакция невозможна. Дихромат- ион, в составе которого атом хрома имеет высшую степень окисления +6 выступает в роли окислителя, окисляет хлорид- ионы до свободного хлора.

2. Характер среды в ряде случаев влияет на состав продуктов окисления или восстановления:

2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 = 2 MnSO4 + K2SO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O

    о-ль              в-ль

MnO4- + 8 H+ + 5 e = Mn2+ + 4 H2O       2   пр. Red, Ox

2 Fe2+ - 2e =2 Fe3+                                     5   пр. Ox, Red

2 MnO4- + 16 H+ + 10 Fe2+ = 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 Fe3+

При окислении соединений Fe2+ в кислой среде образуются соли Fe3+, при окислении в щелочной среде образуется  Fe(OH)3:

2 FeSO4 + KClO + 4 KOH + H2O = KCl + 2 Fe(OH)3 + 2 K2SO4

   в-ль        о-ль

Fe2+ + 3OH- - e = Fe(OH)3                   2 пр. Ox, Red

ClO- + H2O + 2e = Cl- + 2OH-             1 пр. Red, Ox

2 Fe2+ + 4OH- + ClO- + H2O = 2 Fe(OH)3 + Cl- 

Вывод 1:

Указать продукты реакций только из общих соображений невозможно. Только исследование химических свойств элементов позволяет экспериментально выяснить, при каких условиях его соединения вступают в реакцию с другими соединениями и элементами и какие продукты при этом образуются.

Однако нередко удается сделать некоторые предположения по аналогии с другими известными процессами.

Так,  перманганат- ион  MnO4-  независимо от природы восстановителя в кислой среде восстанавливается до иона Mn2+, в нейтральной и слабощелочной средах до MnO2, в сильнощелочной среде до манганат- иона MnO42-.

Рассмотрим взаимодействие перманганата калия с сульфитом натрия в различных средах:

2. Na2SO3 +  KMnO4 + H2SO4 =

                                        в-ль              о-ль

Определим функцию каждого из веществ в данной реакции:

в составе сульфит- иона сера проявляет степень окисления +4, обладая вследствие этого окислительно- восстановительной двойственностью, в данной реакции сульфит натрия будет выступать в роли восстановителя, так как партнером по реакции является вещество, которое может быть только окислителем, так как содержит в составе перманганат- иона атом  марганца в высшей степени окисления +7.

Составим полуреакции окисления- восстановления:

SO32- + H2O -2e = SO42- + 2H+              5 пр. Ox, Red

MnO4- + 8 H+ + 5e = Mn2+ + 4 H2O       2 пр. Red, Ox

5 SO32- + 5 H2O + 2 MnO4- + 16 H+ = 5 SO42- + 10 H+ + 2 Mn2+ + 8 H2O

Получим молекулярное уравнение:

5 Na2SO3 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 = 5 Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3 H2O

В результате реакции раствор становится практически бесцветным, так как соли марганца (II) имеют бледно- розовую окраску.

3. 2. Na2SO3 +  KMnO4 + H2O =

                                              в-ль             о-ль

Составим полуреакции окисления- восстановления:

SO32- + 2 OH- - 2e = SO42- + H2O           3   пр. Ox, Red

MnO4- + 2 H2O + 3e = MnO2 + 4OH-       2   пр. Red, Ox

3 SO32- + 2MnO4- + H2O = 3SO42- + 2MnO2 + 2 OH-

Получим молекулярное уравнение:

3 Na2SO3 + 2 KMnO4 + H2O = 3 Na2SO4 + 2 MnO2 + 2 KOH

В результате реакции раствор также обесцвечивается, одновременно выпадает осадок бурого цвета, раствор приобретает щелочную реакцию, что определяется с помощью фенолфталеина.

1. Na2SO3 +  KMnO4 +  KOH =

                                    в-ль              о-ль  

Составим полуреакции окисления- восстановления:

SO32- + 2OH- - 2e = SO42- + H2O    1   пр. Ox, Red

MnO4- + 1e = MnO42-                       2   пр.  Red, Ox

SO32- + 2OH- + 2MnO4- = SO42- + H2O + 2MnO42-

Получим молекулярное уравнение:

Na2SO3 + 2 KMnO4 + 2 KOH = Na2SO4 + 2 K2MnO4 + H2O

Манганат- ионы образуются при большой концентрации щелочи и малом количестве восстановителя, раствор приобретает зеленоватую окраску.

Среди хорошо изученных окислителей, продукты превращений которых достаточно уверенно можно предсказать по аналогии с изученными реакциями, можно назвать дихромат- ион Cr2O72- :

в кислой среде процесс восстановления идет до Сr3+, в нейтральной до гидроксида хрома (III) Cr(OH)3, а в щелочной – до образования комплексного иона [Cr(OH)6]3-.

Вывод 2:

При составлении уравнений окислительно- восстановительных реакций мы используем метод электронно-ионного баланса  и  убеждаемся в том, что уравнивание полуреакций  производят тем, чего в растворе много: в кислой среде много протонов, в щелочной – гидроксогрупп, а вода в избытке находится в любом водном растворе.

4. Задания для закрепления материала:

2. Составьте уравнение окислительно- восстановительной реакции, протекающей между дихроматом калия и хлоридом олова (II) в солянокислой среде.

                                         K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl =

Определим функцию веществ в данной окислительно- восстановительной реакции: так как  в составе дихромат- иона хром находится в высшей степени окисления, то данный ион может выступать исключительно в роли окислителя, таким образом хлорид олова (II) будет выступать в характерной для него роли восстановителя, в кислой среде Cr2O72- переходит в ион Cr3+:

Составим полуреакцию восстановления:

Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2 Cr3+ + 7 H2O

Составим полуреакцию окисления:

Sn2+ - 2e = Sn4+

Получим:

Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2 Cr3+ + 7 H2O       1 пр. Red, Ox

Sn2+ - 2e = Sn4+                                          3  пр. Ox, Red

Сокращенное ионное уравнение:

 Cr2O72- + 14H+ + 3 Sn2+ = 2 Cr3+ + 7 H2O + 3 Sn4+

Составим по нему молекулярное уравнение:

K2Cr2O7 + 3 SnCl2 + 14 HCl = 2 CrCl3 + 3 SnCl4 + 7 H2O + 2 KCl

1. Составьте уравнение реакции, протекающей в щелочной среде между перманганатом калия и сульфидом калия

                                          KMnO4 + K2S + KOH =

                                            о-ль          в-ль

Перманганат- ион выступает в характерной для него роли окислителя, так как содержит атом марганца в высшей степени окисления  +6, сульфид- ион может выступать только в роли восстановителя, так как содержит атом серы в низшей степени окисления  -2.

Перманганат-ион превращается в щелочной среде в MnO2, составим полуреакцию восстановления:

MnO4- + 2 H2O + 3e = MnO2 + 4OH-       

Полуреакция окисления:

S2- + 8OH- - 8e = SO42- + 4 H2O      

Получим:

MnO4- + 2 H2O + 3e = MnO2 + 4OH-       8   пр. Red, Ox

S2- + 8OH- - 8e = SO42- + 4 H2O             3   пр.  Ox,   Red

Сокращенное ионное уравнение:

     8 MnO4- + 16 H2O + 3 S2- + 24OH- = 8 MnO2 + 32OH- + 3 SO42- + 12 H2O

     8 MnO4- + 4 H2O + 3S2- = 8 MnO2 + 8 OH- + 3 SO42- + 12 H2O

     Составим молекулярное уравнение:

     8 KMnO4 + 3 K2S + 4 H2O + (KOH) = 8 MnO2 + 3 K2SO4 + 8 KOH

     Гидроксид- ионы в уравнении отсутствуют, поэтому в молекулярном уравнении KOH заключаем в скобки.

1. Составьте уравнение реакции в нейтральном водном растворе между серой и хлором.

                                          S + Cl2 + H2O =

                                      в - ль    о - ль

Оба исходных вещества могут проявлять окислительно- восстановительную двойственность, но окислительные свойства хлора сильнее, чем серы, поэтому хлор будет восстанавливаться.

Полуреакция восстановления:

Cl2 + 2e = 2 Cl-

Полуреакция окисления:

S0 + 4 H2O -6e = SO42- + 8 H+

Получим:

Cl2 + 2e = 2 Cl-                              3 пр. Red, Ox

S0 + 4 H2O -6e = SO42- + 8 H+       1 пр. Ox, Red

Сокращенное ионное уравнение:

3 Cl2 + S0 + 4 H2O = 6 Cl- + SO42- + 8 H+

Составим молекулярное уравнение:

3 Cl2 + S0 + 4 H2O = 6 HCl + H2SO4 

5. Задания для самостоятельного выполнения:

Составьте уравнения реакций, протекающих в нейтральной среде между:

2. -  перманганатом калия и бромидом калия
3. -  манганатом калия и бромидом калия

Составьте уравнения реакций, протекающих в щелочной среде между:

1. -  бромом и сульфитом натрия в среде гидроксида   натрия
2. -  перманганатом калия и сульфатом олова (II) в среде гидроксида калия.

Составьте уравнения реакций, протекающих в кислой среде между:

1. -  перманганатом калия и соляной кислотой
2. -  дихроматом калия и соляной кислотой (концентрированной).

Литература

1. Химия 11 класс. Учебник для общеобразовательных школ О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова. -3- изд., стереотип, - М.: Дрофа, 2003. – 368с.: ил.

2.  Химия. Для школьников старших классов и поступающих в вузы:

Теоретические основы. Вопросы. Задачи. Тесты: Учебное пособие Р.А.Лидин, В.А.Молочко, Л.Л.Андреева. Под ред. проф. Р.А.Лидина. – М. : Дрофа, 2002.- 576с.

3.   Сборник конкурсных задач по химии для школьников и абитуриентов. Н.Е.Кузьменко, В.В.Еремин, С.С.Чуранов. – Экзамен: Издательский дом «Оникс 21 век», 2001. -576с