конспект урока по теме ОВР
план-конспект урока по химии (11 класс)

Тема урока: «Составление окислительно – восстановительных реакций. Системный подход к решению задания №29 ЕГЭ».

Цель урока: расширить и углубить знания о ОВР; совершенствовать умения и навыки в составлении ОВР;   формировать способность  учащихся к применению имеющихся знаний в новой ситуации;  научить учащихся выполнять задания  ЕГЭ.

Задачи: образовательные:  рассмотреть правила и алгоритмы составления уравнений ОВР; научить учащихся определять возможность протекания реакции между данными веществами; научить определять продукты реакции с опорой на схемы; раскрыть сущность методов полуреакций и подстрочного метода; совершенствовать практические навыки при выполнении лабораторных опытов;  познакомить учащихся с заданиями ЕГЭ,  научить применять знания для решения конкретных задач;  научить системному подходу к решению задания №29 в формате ЕГЭ.

 Развивающие: развивать мышление учащихся,  научить  делать логические выводы из наблюдений;  развивать умение выделять общие и существенные признаки; отличать несущественные признаки; умение применять знания на практике;  закрепить умения и навыки химического эксперимента, умение работать со справочным материалом (таблицы, опорные схемы, справочники и т.д.);  развивать познавательные умения: выделять главное, вести конспект, делать выводы.

Воспитательные: формировать интерес учащихся к изучению химии, умение использовать приобретённые знания в практических целях (например, применение ОВР для получения металлов и других веществ; роль окислительно-восстановительных процессов в коррозии металлов и защита от неё и т.д.);  воспитание мотивации к обучению, ответственного и серьёзного отношения к занятиям;  воспитание дисциплинированности, умения работать в коллективе, уважения к учителю и одноклассникам.

Тип урока: комбинированный.

Технологии: проблемное, исследовательское, групповое и дифференцированное обучение; ИКТ.

Форма организации учебной деятельности учащихся: фронтальная, частично-поисковая деятельность, создание проблемных ситуаций; индивидуальная работа и в группах.

Учебно-методическое и материально-техническое обеспечение:  учебник О.С. Габриеляна «Химия. 11 класс»;  материалы для подготовки учащихся к ЕГЭ по химии (под ред. Кавериной А.А.);  таблица растворимости веществ в воде;  электрохимический ряд напряжения металлов; опорные схемы по теории ОВР;  мультимедийные средства .

Оборудование: растворы веществ: KMnO4, H2SO4, KOH, Na2SO3, необходимые для проведения демонстрационного эксперимента (ОВР в различных средах).

карточки задания для самостоятельной работы.

Планируемые результаты:

Предметные: обучающиеся научатся составлять  уравнения ОВР, в которых не указаны реагенты (задания 29 ЕГЭ).

Личностные: продолжат формирование  коммуникативной компетентности в

общении и партнерстве  со сверстниками в процессе учебно - исследовательской

деятельности.

Коммуникативные:  получат возможность отработать навыки построения  понятных

для собеседника речевых высказываний,  уметь слушать собеседника, адекватно и

осознанно использовать устную и  письменную речь, владеть монологической  контекстной речью.

Метапредметные: продолжат формирование умения самостоятельно планировать

пути достижения целей, осознанно выбирать наиболее эффективные пути решения

учебных и познавательных задач, осуществлять контроль своей деятельности в процессе

достижения результата, корректировать свои действия в соответствии с ситуацией.

Ход урока.

1.      Организационный момент.

2.      Опрос: А) теоретическая часть – вопросы: какие реакции называются окислительно-  восстановительными,  что называется процессом окисления/восстановления; как изменяется степень окисления элемента при восстановлении/окислении и т.п.

Б) Практическая часть.  1А. Какие из приведенных ниже процессов представляют собой: окисление, какие – восстановление. Определите число принятых или отданных в каждом случае электронов.

1 Б. Расставить коэффициенты методом электронного баланса методом электронного баланса,  указать окислитель, восстановитель, процессы окисления, восстановления; указать тип реакции

3.      Изложение нового материала.

Для ОВР, протекающих в растворах, существенную роль играет среда раствора, так как часто продукты восстановления большинства окислителей зависят от реакции среды, в которой протекает данная ОВР. Метод электронного баланса для таких ОВР имеет ряд недостатков: не учитывает реально существующие ионы в растворе; не позволяет прогнозировать продукты ОВР.

Влияние среды раствора, в котором протекает восстановление перманганат-иона, можно отразить следующей схемой:

Mn2+←(H+)← MnO4-→(OH-)→MnO42-

↓

(H2O)

↓

MnO2

Рассмотрим реакцию восстановления перманганата калия нитритом натрия в сернокислой среде. Нитрит натрия в результате окисления превращается в нитрат натрия. Катионы Mn2+, образующиеся в результате восстановления перманганата калия, связываются сульфат-ионами в сульфат марганца (II).

KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 → MnSO4 + NaNO3 + K2SO4 + H2O.

Электронный баланс: Mn+7 (+5е-) → Mn+2│2

                                           N+3 (- 2e-) → N+5 │5

2KMnO4 + 5 NaNO2 +3 H2SO4 → 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O.

Как видно, при составлении электронных уравнений мы вычленяем отдельные атомы, которые на самом деле в растворе отсутствуют.

В электронно-ионном методе (метод полуреакций) коэффициенты находят с помощью электронно-ионных уравнений. Последние отличаются от электронных уравнений (метод электронного баланса) тем, что в них учитывают ионы, образующиеся в результате диссоциации реагирующих веществ и реально существующие в водном растворе (учитель предлагает написать данное уравнение в полной ионной форме, после чего выписать из него частицы, несущие в себе окислитель и восстановитель и продукты их превращений).

При составлении электронно-ионных уравнений следует учитывать изменение не только зарядов ионов, но, весьма часто, и их состава, например, при восстановлении перманганат-иона по схеме: MnO4- → Mn2+, и во многих других случаях. Такие взаимные переходы сопряжены в общем случае с участием в них молекул воды или содержащихся в расвторе ионов Н+ и ОН-. Если реакция идет в кислой среде, то при составлении полуреакций используют ионы Н- или молекулы Н2О; в щелочной среде – ионы ОН- или молекулы Н2О; в нейтральной среде – ионы Н+, ОН- и молекулы Н2О.

При составлении электронно-ионных уравнений необходимо обратить внимание на число атомов кислорода в исходных и образующихся частицах – молекулах, ионах. В связи с этим целесообразно опираться на следующие правила:

Правило 1

Если исходная частица (А) содержит кислорода больше, чем образующаяся (Б), то освобождающийся кислород связывается в кислых растворах ионами Н+ в воду (1), а нейтральных и щелочных растворах – в гидроксид-ионы (2):

1. О2- + 2Н+ → Н2О или А + Н+ → Б + Н2О
2. О2- + Н2О → 2ОН- или А + Н2О → Б + ОН-

Правило 2

Если исходная частица (А) содержит кислорода меньше, чем образующаяся (Б), то недостаток атомов кислорода восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды (1), а в щелочных – за счет гидроксид-ионов (2):

1. Н2О → О2- + 2Н+ или А + Н2О → Б + 2Н+
2. 2ОН- → О2- + Н2О или Б + ОН- → Б + Н2О

В соответствии с вышеописанными правилами составим электронно-ионные уравнения (полуреакции).

Рассмотрим последовательность, которой рекомендуется придерживаться при составлении окислительно – восстановительных реакций.

Пример 1. При окислении K2SO3 перманганатом калия в кислой среде последний восстанавливается в ионы 

Сегодня на уроке мы с вами познакомимся со способами определения продуктов в ОВР и еще двумя методами расстановки коэффициентов в схеме реакций – методом полуреакций и подстрочным методом составления ОВР.

Чтобы приступить к написанию схемы реакции, необходимо ответить на вопрос: а возможна ли ОВР между данными веществами? Здесь необходимо помнить о том, что во время протекания любой ОВР один из участников реакции окисляется (степень окисления его при этом повышается), а другой – восстанавливается (степень окисления при этом понижается). Исходя из этого,  следует, что если оба участника реакции находятся в состояниях с наиболее высокой или, наоборот, наиболее низкой степенью окисления, то реакция между ними невозможна.

Для составления схемы реакции необходимо учитывать влияние среды на характер протекания ОВР и на особенности некоторых соединений в этих реакциях.

Проецируется на доску  приведенная ниже схема:  Окислители и восстановители. Продукты реакции.

Электронно – ионный метод основан на составлении уравнений для процессов окисления и восстановления реально существующих ионов с последующим их суммированием в общее уравнение. Ионы, которые не изменяются в ходе реакции, в уравнениях полуреакций не рассматриваются. Этот метод дает в конечном итоге выйти практически на все коэффициенты уравнения.

Так как большинство ОВР протекают в растворах, среда может быть разной (щелочной, нейтральной или кислотной). Все вещества в растворах находятся в виде анионов и катионов, т.к. вещества диссоциируют. В схеме баланса записывают не отдельные элементы, а катионы и анионы, в состав которых они и входят (сильные электролиты). Слабые электролиты (газы, нерастворимые вещества) записываются в виде молекул. Необходимым условием является подсчет атомов кислорода в этих частицах и среда, в которой протекает ОВР.

Алгоритм оформления уравнений ОВР, протекающих в кислотной среде.

1)         Записываем схему реакции.

2)         Записываем в ионном виде полуреакции окисления и восстановления. Слабые электролиты, твердые и газообразные вещества записываем в молекулярном виде.

3)         Соблюдаем баланс веществ и баланс зарядов (закон сохранения массы и энергии).

4)         Для уравнивания числа атомов кислорода в полуреакции в ту часть, где он в избытке, добавляем столько катионов водорода Н+, чтобы, связавшись с атомами кислорода, образовалась молекула воды:

•          добавляем Н+ в ту часть полуреакции, где избыток кислорода;

•          в противоположную часть добавляем Н2О;

•          уравниваем атомы кислорода, затем атомы водорода;

•          подсчитываем заряды в полуреакциях, уравниваем заряд, для этого отнимаем или добавляем электроны.

5)         Уравниваем число отданных и принятых электронов в полуреакциях.

6)         Суммируем сначала левые, а затем правые части полуреакций, не забывая предварительно умножить множитель на коэффициент, если он стоит перед формулой. Результат – суммарное ионное уравнение.

7)         Сокращаем в правой и левой части одинаковые молекулы и ионы.

8)         Добавляем недостающие катионы или анионы. Следует учесть, что количество добавляемых ионов в правую и левую части ионного уравнения должно быть одинаковым.

Алгоритм оформления уравнений ОВР, протекающих в щелочной  среде.

Для уравнивания атомов водорода и кислорода в уравнениях для щелочной среды:

•          добавляем воду в ту часть полуреакций, где избыток кислорода;

•          в противоположную часть добавляем удвоенное число гидроксид-ионов;

•          перед Н2О ставим коэффициент, показывающий разницу в числе атомов кислорода в правой и левой частях полуреакций, а перед ОН─ - его удвоенный коэффициент.

Алгоритм оформления уравнений ОВР, протекающих в нейтральной среде.

     Среда условно принимается в качестве нейтральной. В силу протекающего в растворе гидролиза вещества среда может быть слабокислотной или слабощелочной, поэтому полуреакции можно оформлять двумя способами.

     Способ 1 – без учета гидролиза соли. Так как среда нейтральная, в левые части полуреакций добавляют воду  и  тогда одну полуреакцию оформляем как для кислотной среды (добавляется Н2О + Н+), а в другую – как для щелочной среды (добавляется Н2О + ОН─).

      Способ 2 – если при оформлении полуреакций появляется небольшой избыток Н+ или ОН─ ионов, то обе полуреакции удобнее и правильнее будет оформлять как для кислотной или щелочной среды.

Помимо этого следует учитывать, что в кислой среде      ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов ОН-.  Уравнивание осуществляется за счет ионов Н+  и молекул воды; в щелочной среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов Н+. Уравнивание осуществляется за счет ионов ОН-  и молекул воды; в нейтральной среде ни ионов Н+, ни ОН-  в левой части быть не должно. Однако в правой части среди продуктов реакции они могут появиться.

Далее проводится лабораторный опыт. В 3 пробирках с раствором перманганата калия создается различные среды для протекания реакций. Чтобы подкислить раствор, добавляется несколько капель серной кислоты, во вторую раствор едкого кали- раствор подщелачиваем, в третью –воду, среда нейтральная. Во все пробирки приливается раствор сульфита калия. Учащиеся в тетрадях фиксируют происходящие в пробирках  изменения. (в кислой среде идет обесцвечивание раствора, в нейтральной – выпадение осадка, в щелочной среде раствор меняет окраску на зеленую).

Далее на доске записываются схемы всех трех реакций и предлагается самостоятельно определить продукты реакций (опираясь на приведенные выше схемы).

1)                   KMn+7 O4 + H2SO4 + Na2S+4 O3 →

        ок-ль       среда                  вос-ль

Записывается общий  ионный вид:

SO32-      +   MnO4-    + 2Н+  →   SO42-    +  Mn2+   +   H2O

частица  с               частица с                 кислая

недост «О»           избыт «О»               среда

                                    +5e-

MnO4-  + 8H+  -----→  Mn2’+   + 4H2O                            2

(-1+8=+7)                           +2

                      -2e-                                                                                   10

SO32-  + H2O -----→ SO42-  + 2H+                                                    5

(-2+0= -2)                    (-2+2=0)

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

                          6H+                                                                                   3H2O

Полученные таким образом коэффициенты переносятся в уравнение:

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

2)      KMnO4 + KOH + Na2SO3 →

3)      KMnO4 + H2O + Na2SO3 →

Далее учащимся предлагается ознакомиться с подстрочным методом составления ОВР. Этот метод быстрый, используется при решении тестовых заданий для экономии времени.

Алгоритм решения: 1) определяем степени окисления элементов,  2) определить количество отданных и принятых элементами электронов (с учетом индексов), 3) под формулами в уравнении прописываем количество отданных и принятых электронов, 4)  подводится баланс, 5) найденные значения проставляем таким образом, чтобы количество отданных электронов оказалось перед формулой того вещества, где они принимаются и наоборот.

2KMn+7O4 + 2KOH + Na2S+4O3 → Na2S+6O4  + 2 K2Mn+6O4 + H2O

      1                               2

Далее закрепление материала, вопросы.

Оцениваются результаты деятельности учащихся на уроке.

Домашнее задание: составить ОВР тремя методами:

А) K2Cr2O7 + NaNO2  + H2SO4 → NaNO3 +…+Cr2(SO4)3 +…

Б) KMnO4 + H2S + H2SO4 → MnSO4 + S +… +…

В) H2O2 + …+ H2SO4 → O2 + MnSO4 +…+…