Окислительно-восстановительные реакции
методическая разработка по химии (11 класс) на тему

                                        Методическая разработка урока по химии в 11 классе

                                            в контексте подготовки к ЕГЭ  

            Тема  урока.  Окислительно-восстановительные реакции.

        Цель урока:   обобщить, систематизировать и углубить знания учащихся об окислительно-

                        восстановительных реакциях.

        Задачи   образовательные:  *повторить  основные понятия об окислении и восстановлении;

                                           *закрепить  умения  определять степени окисления элементов;

                                            *совершенствовать умения определять  окислительно - восста -                                                  новительные свойства веществ;

                                           *показать значение  окислительно-восстановительных реакций

                                              в природе и повседневной жизни;

                                           *продолжить подготовку к  ЕГЭ .

                      развивающие:        * способствовать расширению кругозора, эрудиции;

                                           *развивать умения  сравнивать, обобщать, выделять главное.

                     воспитательные: *содействовать формированию причинно-следственных связей;

                                           *способствовать развитию самостоятельности суждений;

                                           *психологически готовить учащихся к сдаче ЕГЭ.

        Тип урока:  урок  обобщения  и  систематизации  с  сочетанием  фронтального, парного   и

                           и  индивидуального вида работы учащихся.

        Оборудование и реактивы: *периодическая система химических элементов  Менделеева;

                                           *технологические  карты для выполнения  самостоятельной

                                                работы;

                                           *таблицы: «Окислители» и «Восстановители»;

                                           *4 пронумерованные пробирки с разбавленным раствором

                                              перманганата калия, раствор серной кислоты, вода, раствор

                                              гидроксида  калия;

   *инструкция-задание  для выполнения лабораторного опыта.

                                        ХОД   УРОКА.

1.       Организационный этап.

Объявляется тема урока, обосновывается актуальность данной темы и её связь с жизнью. Окислительно-восстановительные  процессы принадлежат к  числу наиболее  распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. С ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение, брожение, фотосинтез, они происходят при сгорании топлива, в процессах коррозии, при электролизе и выплавке металлов. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе получения водорода, галогенов, щелочей, кислот, лекарственных препаратов и других ценных продуктов.        

Человечество давно пользовалось ОВР, не понимая вначале их сущности. Лишь к началу 20-го века была создана электронная теория окислительно-восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные положения этой теории, а также выяснить механизм зависимости характера протекания ОВР от среды раствора.

2. Актуализация знаний.

              Для учащихся 11 классов тема «Окислительно-восстановительные реакции» не нова, она                              проходит через весь курс химии красной нитью, поэтому некоторые основные понятия                             предлагаю вспомнить: а) дайте определение степени окисления;                                                                           б) определите степени окисления элементов в соединениях: CH4,                                            KMnO4, Na2SO3, N2, NH3 , CH3Cl , C6H12O6 , MnO2 , Mg, NaH

                                          в) какой процесс называется окислением;

                                          г) пользуясь таблицей, перечислите важнейшие окислители;

                                          д) какой процесс называется восстановлением;

                                          е) пользуясь таблицей, перечислите важнейшие восстановители;

                                          ж) дайте определение окислительно-восстановительных реакций             Составляем уравнение реакции взаимодействия цинка с разбавленной серной кислотой.                        Используя метод электронного баланса, находим восстановитель и окислитель, определя-             ем процесс окисления и восстановления.

             Часть  В  единого  государственного  экзамена  содержит  задания  следующего типа:

                     установите соответствие между схемой реакции и изменением степени

                окисления   восстановителя.

                                Схема реакции.                                Изменение степени окисления

1. HI +Cl2=HCl+I2                                        1)  I+5    →   I-1                

Б)   Na2SO3+I2+NaOH=Na2SO4+NaI+H2O                 2) I-1    →    I0

                В)   HIO=HIO3+I2+H2O                                        3) I+1   →    I0

                Г)   KIO3+H2O2=O2+H2O+KI                                4) I+1   →    I+5

                                                                        5)  I0    →    I+5         

                                                                         6)  O-1  →    O0

                                                                        7)  S+4  →   S+6

                                                                        8)  Cl+5 →  Cl0

                Ответ запишите в виде последовательности цифр без пробелов и запятых.

                На этом этапе идёт обсуждение в парах.        

3.        Углубление и расширение знаний.                        

             Окислительные или восстановительные свойства сложных веществ зависят от степени                        окисления        атома данного элемента. Например,  KMn+7O4,  Mn+4O2, Mn+2SO4.  В первом               соединении марганец имеет максимальную степень окисления и не может её больше

      превышать. Он может только принимать электроны, а значит быть только окислителем.                        В третьем соединении у марганца низшая степень окисления – может быть только

              восстановителем. Марганец с промежуточной степенью окисления (+4) может быть и              окислителем, и восстановителем; всё зависит от условий протекания реакции  и веществ,                    с которыми будет идти взаимодействие. Обычно для создания кислотной среды добав-                    ляют 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.

4.      Лабораторный  опыт.  

В четыре пронумерованные пробирки налито по 2 мл разбавленного раствора перманганата  калия. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора серной кислоты, во вторую – воду, в третью – гидроксид калия, четвёртую 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 обсуждаются. К схемам реакций подбираются коэффициенты методом электронного баланса, указывается окислитель и восстановитель.

Результаты опыта (продукты восстановления перманганата калия):                          1. В кислой среде -             Mn+2             бесцветный раствор;

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

        2. В нейтральной среде -   MnO2           бурый осадок;        

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

        3. В щелочной среде -        MnO42-         раствор зелёного цвета.  

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

Одним из видов заданий  части  С  единого  государственного  экзамена  является составление электронного баланса для окислительно – восстановительных реакций.

Предлагаю одно из подобных уравнений. Ответы записывать необходимо чётко и разборчиво. Данное задание части  С  условно можно назвать заданием по составлению

окислительно – восстановительного  уравнения,  в правой  части которого пропущены

формулы каких-либо веществ.

С1.   Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

                Li2S + HNO3 (конц.)      → ….  + …. + S + H2O

Определите окислитель и восстановитель.

Работаем индивидуально, затем осуществляем взаимопроверку, пользуясь заранее

заготовленным ответом на доске.

Сера до реакции имеет степень окисления -2, после реакции ноль, значит, сера электроны

отдаёт, а принимает электроны азот (азотная кислота) и является окислителем.

Составляем электронный баланс:

                2    N+5  +1e  →   N+4          окислитель

                1    S-2    -2e   →   S0          восстановитель

С учётом коэффициентов уравнение  реакции имеет вид:

                Li2S+4HNO3( конц.) = 2LiNO3+ 2NO2 +S+2H2O

5. Домашнее задание.

А) Среди данных соединений укажите окислители, восстановители и вещества  

      с  окислительно – восстановительной двойственностью:

        K2S , CH4 , K3VO4 , SnCl2 , K2CrO4.

Б) Пятна от раствора перманганата калия быстро выводятся раствором                                                                   пероксида  водорода, подкисленным уксусной кислотой. Составьте                 уравнение  реакции, используя метод электронного баланса.                        Определите окислитель и восстановитель.