Методическая разработка урока химии по теме "Окислительно-восстановительные реакции" (11 класс)
план-конспект урока по химии (11 класс)

Методическая разработка урока

Окислительно-восстановительные реакции

Автор – составитель  Русинова Татьяна Михайловна

Цель: обобщить знания о процессах окисления и восстановления, повторить написание ОВР методом электронного баланса, изучить метод ионно-электронного баланса, определить место ОВР в окружающем мире.

Задачи:

1. предметно-информационная: обобщить и углубить знания о процессах окисления и восстановления, повторить написание ОВР методом электронного баланса, изучить метод ионно-электронного баланса, определить место ОВР в окружающем мире.
2. деятельностно-коммуникативная: развить умение анализа ОВР, написания ОВР различными методами, а также развить умения логических мыслительных построений,  умения делать выводы.
3. ценностно-ориентационная: сформировать представления у учащихся о ценности знаний для управления химическими процессами.

Оборудование: карточки с  домашним заданием, дидактический материал.

Тип урока: лекция с элементами беседы.

Время проведения: 1 час 20 минут.

План урока:

1. организационный момент
2. опрос домашнего задания по карточкам
3. изучение нового материала

• определение понятия «ОВР»
• определение места ОВР в окружающем мире.
• рассмотрение основных положений теории ОВР
• основные окислители и восстановители

4. закрепление знаний учащихся по определению окислителей и восстановителей
5. повторение составления ОВР методом электронного баланса
6. изучение нового материала

• изучение метода ионно-электронного баланса
• изучение влияния среды на протекание ОВР
• рассмотрение классификации ОВР

7. домашнее задание

Ход урока.

Сегодня мы рассмотрим поподробнее один из типов реакций при классификации по изменению степени окисления элементов – это окислительно-восстановительные реакции.

ОВР - самые распространенные и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизнедеятельности организмов. С ними связано дыхание, обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов и при электролизе. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе, с их помощью получают аммиак, щелочи, кислоты и многие другие ценные продукты. Благодаря ОВР происходит превращение химической энергии в электрическую – в гальванических элементах и аккумуляторах. Они лежат в основе мероприятий по охране природы. Поэтому нам нужно разобраться в этом очень важном разделе общей химии.

Рассмотрим основные положения теории ОВР:

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, степени окисления при этом повышаются.
2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, степени окисления при этом понижаются.

Примерами этих двух процессов могут быть следующие реакции:

Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu

Zn0-2e-=Zn2+ - окисление

Cu2++2e-=Cu0 – восстановление

Fe+Cl2=FeCl3

Fe0-3e-=Fe3+ - окисление

Cl2+2e-=2Cl- - восстановление

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями, во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями, во время реакций они восстанавливаются.
4. Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями:

Восстановитель – е- 🡨🡪 Окислитель

Окислитель + е- 🡨🡪 Восстановитель

Поэтому ОВР представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.  Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов принятых окислителем.

Восстановители и окислители могут быть, как простыми веществами, так и сложными.

(Учащиеся заполняют таблицу по ходу лекции.)

Как уже говорилось, окислитель содержит в своем составе элемент понижающий свою СО, а восстановитель содержит элемент, СО которого повышается в ходе реакции. Следовательно, окислителями могут быть прежде всего соединения высших, а восстановителями – низших СО, присущих данному элементу.

Металлы проявляют в своих соединениях только положительную СО и низшая их СО равна 0. т.е. низшей СО они обладают только в свободном состоянии. Действительно, все свободные металлы способны, хотя и в различной степени, проявлять только восстановительные свойства. На практике в качестве восстановителей применяют Al, Mg, Na, K, Zn и некоторые другие металлы. Если металлу присущи несколько СО, то те соединения, в которых он проявляет низшую из них, также обычно являются восстановителями, например соединения Fe(II), Sn(II), Cr(II), Cu(I).

Окислителями могут быть те соединения металлов, в которых СО металла невелика – равна номеру группы, в которой находится металл или близка к нему. На практике применяют: аммиачный раствор оксида серебра, аммиачный раствор сульфида меди(II), хлорид ртути(II), оксид свинца(IV), хлорид железа(III), хромат и дихромат калия(K2CrO4 и K2Cr2O7), перманганат калия (KMnO4), оксид марганца (IV).

Неметаллы проявляют как положительную, так и отрицательную СО. Соединения, содержащие НеМе в высших положительных СО, могут быть окислителями, а соединения в которых НеМе проявляют отрицательную СО – восстановителями.

Важнейшими восстановителями являются H2, C, CO.

К сильным окислителям принадлежат НеМе верхней части VI и VII групп периодической системы. Сильные окислительные свойства этих веществ объясняются большой ЭО их атомов. Сильнее всего окислительные свойства выражены у фтора, но в практике чеще пользуются в качестве окислителей кислородом, хлором и бромом.

К соединениям, применяемым в качестве окислителей, относятся также кислоты. Сложные анионы, содержащие атомы с высокой СО, также являются окислителями. Например NO3-, MnO4-, Cr2O72-, CIO3-, CIO4- и другие. Элементарные анионы проявляют только восстановительные свойства. Например, F-, CI-, Br-, Y-, S2-  и другие.

Применяются два метода составления уравнений ОВР – метод электронного баланса и метод полуреакций.

Метод электронного баланса более примитивный, по нему составляются ОВР в средней школе. Этот метод основан на сравнении СО атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединяемых окислителем. Для составления уравнений надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции.

Рассмотрим метод электронного баланса на примере взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

H2S+KMnO4+H2SO4🡪 S+MnSO4+K2SO4+H2O

Покажем изменение СО атомов до и после реакции:

H2S-2+KMn+7O4+H2SO4🡪 S0+Mn+2SO4+K2SO4+H2O

Изменяются СО у атомов серы и марганца (сероводород – восстановитель, перманганат калия – окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов, а также уравниваем число электронов принятых окислителем и отданных восстановителем:

S2-2e-=S0            5

Mn7++5e-=Mn2+     2

Находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Окончательно уравнение реакции будет иметь вид:

5H2S+2KMnO4+3H2SO4=5S+2MnSO4+K2SO4+8H2O

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например, кислорода; в левой части их 20 и в правой части 20. Следовательно, уравнение составлено правильно методом электронного баланса.

Теперь рассмотрим второй метод составления уравнений ОВР – метод полуреакций или ионно-электронный метод. Как показывает название, этот метод основан на составлении  ионных уравнений для процесса окисления и процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. В качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали при объяснении метода электронного баланса. При пропускании сероводорода через подкисленный раствор перманганата калия малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Помутнение раствора происходит в результате образования элементарной серы, т.е. протекания процесса:

  Н2S  =  S + 2H+   

Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнения по числу зарядов надо от левой части схемы отнять 2 электрона:

  Н2S – 2e = S + 2H+ 

Это первая полуреакция – процесс окисления восстановителя сероводорода. Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO4- (он имеет малиновую окраску) в ион Mn2+ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить следующей схемой:

  MnO4 - = Mn2+

В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов MnO4-, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записывается так:

  MnO4- + 8H+ = Mn2+ + 4H2O

Чтобы уравнять заряды (сумма левой части = +7, а правой = +2) надо к левой части прибавить 5 электронов:

  MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O

Это вторая полуреакция – процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона.

Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить, предварительно уравняв число отданных и принятых электронов, т.е. определяются множители, на которые умножаются уравнения полуреакций:

        5          Н2S – 2e = S + 2H+ 

        2          MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O

5H2S + 2MnO4- + 16Н+ = 5S + 10Н+ + 2Mn2+ + 8H2O    

Сократив на 10Н+ окончательно получим:

5H2S + 2MnO4- + 6Н+ = 5S + 2Mn2+ + 8H2O    

Проверяем правильность составленного в ионной форме уравнения: число атомов кислорода в левой части - 8, в правой -  8; число зарядов в левой части +4, в правой +4. Уравнение составлено правильно, т.к. атомы и заряды уравнены.

Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме. Чтобы от него перейти к уравнению в молекулярной форме поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону - анион. Затем те же ионы в том числе записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:

  5H2S + 2MnO4- + 6Н+ = 5S + 2Mn2+ + 8H2O

  2К+ + 3SO42- = 2К+ + 3SO42-

5H2S + 2КMnO4 + 3Н2SO4  = 5S + 2MnSO4 + К2SO4  + 8H2O

Таким образом, составление уравнений ОВР с помощью метода полуреакций приводит к тому же результату, что и метод электронного баланса.

Сравним оба метода. Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том, что в нём применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле в растворе нет ионов Mn+7 , а есть ионы MnO4-. При методе полуреакций не нужно знать СО атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов. Наконец при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому этому методу отдаётся предпочтение.

Как уже было сказано, среда играет большую роль в ОВР. Эти реакции могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н+), нейтральной (H2O), щелочной (избыток ОН-). В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение СО атомов. Так, например, ион MnO4-  в кислой среде восстанавливается до Mn2+, в нейтральной до MnO2, а в щелочной – до MnO42-  .  Схематически эти изменения можно представить так:

                     Mn2+                б/цв. р-р  

                к                бурый осадо                         MnO2                MnO4-      

                         MnO42-        зелёный р-р

Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Азотную и соляную применяют редко: первая сама является окислителем, вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяются растворы КОН и NaOH.

Руководствуясь приведённой схемой, составим методом полуреакций уравнения реакции взаимодействия сульфита натрия (восстановитель) с перманганатом калия (окислитель) в различных средах:

Na2SO3 + KMnO4  =

В кислой среде:

SO32- + MnO4- = SO42- + Mn2+

                     5        SO32- + H2O – 2e = SO42- + 2H+

                 2        MnO4-  + 8H+ + 5e = Mn2+  + 4H2O

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

Сокращаем на 5H2O и 10Н+, получается:

5SO32- + 2MnO4- + 6Н+ = 5SO32- + 2Mn2+ + 3H2O

10Na+ + 2К+ + SO42- = 10Na+ + 2К+ + SO42-

5Na2SO3 + 2КMnO4 + 3Н2SO4  =  5Na2SO4 + 2MnSO4  +K2SO4 + 3H2O

В нейтральной или слабощелочной среде:

SO32- + MnO4- = SO42- + Mn2+

                3                SO32- + H2O – 2e = SO42- + 2H+

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

3SO32- + 3H2O + 2MnO2 + 4H2O = 3SO42- + 6Н+ + 2MnO2 + 80H-

6Н+  соединяются с 60Н- , образуя 6Н2О т.о. можно сократить на 6Н2О, тогда получаем:

3SO32- + H2O + 2MnO2 = 3SO42- + 2MnO2 + 20H-

6Na+ +2K+ = 6Na+ +2K+

3Na2SO3 + 2КMnO4 + Н2O  =  3Na2SO4 + 2MnO2  + 2KOH

В сильнощелочной среде:

SO32- + MnO4- = SO42- + MnO42-

                1        SO32- + 2OH – 2e = SO42- + H2O

                2                MnO4-  + e = MnO42-  

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

2Na+ +2K+ + 2K+ = 2Na+  + 2K+

Na2SO3 + 2КMnO4 + 3KOН  =  Na2SO4 + 2K2MnO4  + H2O

Пероксид водорода в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:

                                                                 H+                                                                 H2O

                                                      окислитель

                                                   H2O, OH-

H2O2                                                         OH      

                                                    восстановитель                O2 + 2H+

Здесь пероксид выступает как окислитель. Например

FeSO4 + H2O + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + H2O

Fe2+ - e = Fe3+                         2

H2O2 + H+ + 2e = 2H2O 1

2Fe2+ + H2O2 + 2H+ = 2Fe3+ + 2H2O

2SO42- + SO42- = 3SO42-

2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2H2O

Однако встречаясь с очень сильным окислителем,  таким как перманганат калия,  пероксид водорода выступает как восстановитель.

                        Например:

H2O2 + КMnO4 + Н2SO4  =  O2 + MnSO4  +K2SO4 + H2O

H2O2 – 2e = O2 + 2H+                                5

MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O   2

5H2O2 + 2 MnO4- + 16H+ = 5O2 + 10H+ + 2Mn2+ + 8H2O

Сокращаем на 10H+:

5H2O2 + 2 MnO4- + 6H+ = 5O2 + 2Mn2+ + 8H2O

2K+ + 3SO42- = 2K+ + 3SO42-

5H2O2 + 2КMnO4 + 3Н2SO4  =  5O2 + 2MnSO4  +K2SO4 + 8H2O

Все рассмотренные ОВР относятся к межмолекулярным реакциям, т.к. окислитель и восстановитель находились в разных веществах. К этому же типу реакций можно отнести реакции между разными веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют различные СО:

      -2              +6               0

2H2S + H2SO4 = 3S + 3H2O

      -1             +5                  0

5HCl + HClO3 = 3Cl2 + 3H2O

Помимо межмолекулярных реакций выделяют ещё 2 типа:

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе. В этом случае атом с более положительной СО окисляет атом с меньшей СО. Такими реакциями являются реакции термического разложения. Например:

       +5 -2   Т            +3              0

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

     +5 -2    Т          +1            0

2KClO3 = 2KCl + 3O2

     -3         +6         Т  0          +3

(NH4)2CrO7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

Сюда же следует отнести и разложение веществ, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные СО:

-3       +3               0

NH4NO2 = N2 + 2H2O

-3       +5             +1

NH4NO3 = N2O + 2H2O

И последний тип ОВР – реакции диспропорционирования (отсутствует пропорциональность, несоразмеренность). Эти реакции сопровождаются одновременным увеличением и уменьшением СО атомов одного и того же элемента. При этом исходное вещество образует соединения,одно из которых содержит атомы с более высокой СО, а другое с более низкой СО. Очевидно, что эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной СО. Примером может служить превращение перманганата калия K2MnO4 , котором марганец имеет промежуточную СО +6. Раствор этой соли имеет темно-зелёный цвет (цвет иона MnO42-),однако цвет раствора превращается в бурый. Это выпадает осадок MnO2 и образуется ион MnO42- . Протекает реакция:

           +6                                               +7              +4

3K2MnO4 + 2H2O = 2 KMnO4 + MnO2 + 4KOH

К реакциям диспропорционирования относятся и такие реакции как:

        +3                 +5              +2

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

  0                                 +1                 -1

Cl2 + H2O = HClO3 + HCl

Раньше реакции диспропорционирования называли реакциями самоокисления – самовосстановления, сейчас это название почти не употребляется.

Приложение 3

А теперь - домашнее задание, которое вы будете выполнять по вариантам (заранее распечатано для каждого учащегося):

Вариант 1

1. Составьте уравнения реакций пользуясь методом полуреакций:

FeSO4 + K2CrO7 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H20

KY + KBrO2 + HCl → Y2 + KBr + KCl + H2O

H2S + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr

2. Задача: Какой объем сероводорода, измеренный при н.у. прореагирует с раствором молекулярного йода массой 150г., массовая доля йода в котором составляет 2% ?

Вариант 2.

1. Составьте уравнения реакций пользуясь методом полуреакций:

KMnO4 + KNO2 + H2O → MnO2 + KNO3 + KOH

Cr2O3 + NaNO3 + KOH → K2CrO4 + NaNO2 + H20

HY + H2SO4 → Y2 + H2S + H20

2. Задача: На полное обесцвечивание раствора молекулярного йода затратили раствор массой 76г. С массовой долей сульфата железа (II) 10%. Какая масса йода содержалась в исходном растворе?

На сегодня это все. Спасибо за внимание.

Проверочная работа по теме

«Окислительно-восстановительные реакции»

Вариант 1

1. Решите уравнение методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель в этой реакции:

NH3 + O2 → NO + H2O

2. Решите уравнение методом полуреакций:

FeSO4 + H2O2 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O

Вариант 2

1.  Решите уравнение методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель в этой реакции:

P2O5 + C → P + CO

2.  Решите уравнение методом полуреакций:

KN02 + H2O2 → KNO3 + H2O (среда щелочная)

Вариант 3

1. Решите уравнение методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель в этой реакции:

 KClO3 + S → KCl + SO2

2. Решите уравнение методом полуреакций:

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 →  O2 + MnSO4 + K2SO4  + H20