ОВР

СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА ФИЛИАЛ

МУНИЦИПАЛЬНОГО АВТОНОМНОГО ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОГО УЧРЕЖДЕНИЯ

«Ужурская средняя общеобразовательная школа №6»

Адрес: 662253, Красноярский край, г.Ужур, ул.Строителей, д.9

Тел./факс: 8(39156) 22-1-10, e-mail^ [email protected]

Методическая разработка

урока химии в 11 классе

в контексте подготовки к ЕГЭ

по теме

«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»

Выполнила:

учитель химии и экологии

Голубкова Татьяна Николаевна

2014 год

Цель:

• продолжить формирование понятий «степень окисления», «окислитель», «восстановитель», «окислительно – восстановительные реакции», «метод электронного баланса»;

• напомнить учащимся правила написания уравнений окислительно-восстановительных реакций и расстановку коэффициентов методом электронного и электронно-ионного баланса;

• познакомить учащихся с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций в различных средах;

• познакомить учащихся с заданиями ЕГЭ, рассматривающих данные вопросы;

Задачи:

Образовательные задачи:

- повторить основные понятия об окислении и восстановлении, степени окисления, окислителях и восстановителях, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций;
- выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного и электронно-ионного баланса.

Развивающие задачи:

- способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету;
- способствовать развитию речи учащихся;

- формирование умения анализировать, сопоставлять, и обобщать знания по теме;
- способствовать овладению учащимися всеми видами памяти.

Воспитательные задачи:

- воспитание осознанной потребности в знаниях;
- совершенствовать умение выслушивать мнение каждого члена коллектива, делать самостоятельные выводы;
- развитие любознательности.

Тип урока: комбинированный (словесно – наглядно – практический).

Методическое оснащение урока:

1. Материально-техническая база:

— кабинет химии, персональный компьютер, медиапроектор.

2. Дидактическое обеспечение:

— рабочая тетрадь учащихся;

— презентация в Power Point ;

— материалы для контроля знаний учащихся.

План урока:

1. Актуализация знаний.

2. Повторение полученных знаний. Объяснение новой темы.

3. Закрепление изученного материала.

4. Домашнее задание.

I. Актуализация знаний.

Беседа по материалу, зученному ранее. Вопросы к беседе:

1. Какие реакции называются окислительно- восстановительными?

2. Что такое окисление?

3. Какой процесс называется восстановлением?

4. Как называются вещества, отдающие электроны?

5. Как называются вещества, принимающие электроны?

6. Что такое «степень окисления»?

7. Что происходит со степенью окисления элемента в процессе

его восстановления?

8)Что происходит со степенью окисления элемента в процессе

его окисления?

9)Как классифицируются ОВР?

10) Какой элемент в ПС является самым сильным окислителем?, восстановителем?

11) Какие элементы в ПС имеют постоянные степени окисления и какие конкретно?

12) Приведите примеры соединений, содержащих в своем составе атомы серы, которые будут проявлять: а) только окислительные, б) только восстановительные; в) и окислительные, и восстановительные свойства?

II.Основная часть урока. Повторение полученных знаний. Объяснение новой темы.

Данную тему можно поделить на несколько блоков:

• повторение понятия степени окисления

• повторение понятий окислительно – восстановительные реакции, окислитель, восстановитель.

• Методы написания уравнений окислительно-восстановительных реакций.

1.Степень окисления 

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна (условный заряд атома, который мы приписываем ему в случае принятия или отдачи электронов).

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.

Степень окисления - формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.

Например:

N₂H₄ (гидразин)

 степень окисления азота – -2; валентность азота – 3. 

2.Расчет степени окисления (слайд)

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

1.      Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na⁰; H₂⁰).

2.      Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона. 

3.      Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH₂ и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F₂^-1O⁺² и пероксидов, содержащих группу–O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).

4.      Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

Примеры:

V₂⁺⁵O₅^-2;  Na₂⁺¹B₄⁺³O₇^-2;  K⁺¹Cl⁺⁷O₄^-2;  N^-3H₃⁺¹;  K₂⁺¹H⁺¹P⁺⁵O₄^-2;  Na₂⁺¹Cr₂⁺⁶O₇^-2

3. Реакции без и с изменением степени окисления (слайд)

Существует два типа химических реакций:

A  Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:

Реакции присоединения

SO₂ + Na₂O   Na₂SO₃

Реакции разложения

Cu(OH)₂  – ^t   CuO + H₂O

Реакции обмена

AgNO₃ + KCl   AgCl + KNO₃

NaOH + HNO₃   NaNO₃ + H₂O

B  Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:

2Mg⁰ + O₂⁰    2Mg⁺²O^-2

2KCl⁺⁵O₃^-2  –^t  2KCl^-1 + 3O₂⁰

2KI^-1 + Cl₂⁰    2KCl^-1 + I₂⁰

Mn⁺⁴O₂ + 4HCl^-1    Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰ + 2H₂O

 Такие реакции называются  окислительно - восстановительными.

5. Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

H₂⁰ - 2ē    2H⁺ 2Br ^- - 2ē   Br₂⁰

S^-2 - 2ē    S⁰

Al⁰ - 3ē   Al⁺³

Fe⁺² - ē    Fe⁺³

Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.

Mn⁺⁴ + 2ē   Mn⁺²

S⁰ + 2ē   S^-2

Cr⁺⁶ +3ē   Cr⁺³

Cl₂⁰ +2ē   2Cl^-

O₂⁰ + 4ē   2O^-2

 Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.

6. Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции. Напоминаем также, что в периодах с увеличением порядкового номера элемента восстановительные свойства простых веществ понижаются, а окислительные повышаются. Например, во втором периоде самый активный восстановитель – литий, а самый активный окислитель – фтор(это связано с числом электронов на внешнем энергетическом уровне атома и его радиусом).У элементов главных подгрупп с увеличением порядкового номера усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные (это связано с увеличением радиуса атома). Лучшие восстановители – щелочные металлы (Fr, Сs), лучшие окислители – галогены (F, Сl). Неметаллы в отличие от металлов могут быть окислителями и восстановителями.

Вместе с учащимися отмечаем, что окислительные и восстановительные свойства сложного вещества зависят от степени окисления атома входящего в него элемента. Например, в HNO₃ атом азота проявляет с.о. = +5, это высшая его степень окисления. Значит, он может только принимать электроны, понижая при этом свою степень окисления. Поэтому азотная кислота – сильный окислитель. В NН₃ атом азота проявляет низшую с. о. = –3, он может только отдавать электроны. Поэтому аммиак – восстановитель.

Важнейшие восстановители и окислители (слайд)

Восстановители	Окислители
Металлы, водород, уголь. Окись углерода (II) (CO). Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе.	Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.

7. Классификация окислительно-восстановительных реакций А)Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции (слайд)

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

S⁰ + O₂⁰    S⁺⁴O₂^-2

S - восстановитель; O₂ - окислитель

Cu⁺²O + C⁺²O   Cu⁰ + C⁺⁴O₂

CO - восстановитель; CuO - окислитель

Zn⁰ + 2HCl   Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰

Zn - восстановитель; HСl - окислитель

Mn⁺⁴O₂ + 2KI^-1 + 2H₂SO₄     I₂⁰ + K₂SO₄ + Mn⁺²SO₄ + 2H₂O

KI - восстановитель; MnO₂ - окислитель.

Б)Внутримолекулярные окислительно - восстановительные реакции (слайд)

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl⁺⁵O₃^-2   2KCl^-1 + 3O₂⁰

Cl⁺⁵ - окислитель; О^-2 - восстановитель 

N^-3H₄N⁺⁵O₃  N₂⁺¹O + 2H₂O

N⁺⁵ - окислитель; N^-3 - восстановитель

2Pb(N⁺⁵O₃^-2)₂  2PbO + 4N⁺⁴O₂ + O₂⁰

N⁺⁵ - окислитель; O^-2 - восстановитель 

В)Реакции Диспропорционирования (слайд) – окислительно - восстановительные реакции, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

Cl₂⁰ + 2KOH   KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O   2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

3HN⁺³O₂   HN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O + H₂O

2N⁺⁴O₂ + 2KOH   KN⁺⁵O₃ + KN⁺³O₂ + H₂O

8. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

A Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, принятых окислителем. 

Алгоритм составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (слайд):

1.Записывают схему реакции.	KMnO4 + HCl    KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.	KMn+7O4 + HCl-1   KCl + Mn+2Cl2 + Cl20 + H2O
3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.	Mn+7 + 5ē    Mn+2 2Cl-1 - 2ē   Cl20
4.      Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.	Mn+7 + 5ē    Mn+2 2 2Cl-1 - 2ē    Cl20 5 –––––––––––––––––––––––– 2Mn+7 + 10Cl-1   2Mn+2 + 5Cl20
5.  Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.	2KMn+7O4 +16HCl-1  2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O

 Самостоятельно предлагаем решить уравнения окислительно-восстановительных реакций:

P + KClO₃ → KCl + P₂O₅

KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

B  Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды (слайд): :

2Cl1- –  2ē	Cl20		5
MnO41- + 8H+	+ 5ē	Mn2+ + 4H2O	2
7+		2+

 

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

10Cl^- + 2MnO₄^1- + 16H⁺   5Cl₂⁰ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

(для уравнивания ионной полуреакции используют H⁺, OH^- или воду)

Самостоятельно предлагаем записать уравнение окислительно-восстановительных реакций:

9. Типичные реакции окисления-восстановления  Реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя (слайд):

При взаимодействии перманганата калия с восстановителем образуются различные продукты восстановления в зависимости от pH среды.

Реакции в кислой среде.

5K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄   6K₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + 3H₂O 

электронный баланс

Mn+7 + 5ē   Mn+2	2
S+4 – 2ē   S+6	5

метод полуреакций

MnO4- + 8H+ + 5ē   Mn2+ + 4H2O	2
SO32- + H2O – 2ē   SO42- + 2H+	5

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O   2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

или 2MnO₄^- + 6H⁺ + 5SO₃^2-   2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2-

(Фиолетовый раствор  KMnO₄  обесцвечивается при добавлении раствора K₂SO₃.)

Остальные примеры предлагаем разобрать самостоятельно и проверить на слайдах.

Реакции в нейтральной среде 

3K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + H₂O   3K₂S⁺⁶O₄ +2Mn⁺⁴O₂ + 2KOH

электронный баланс

S+4 – 2ē  S+6	3
Mn+7 + 3ē  Mn+4	2

 

метод полуреакций:

MnO41- + 2H2O + 3ē  MnO2 + 4OH-	2
SO32- + 2OH- - 2ē  SO42- + H2O	3

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 4H₂O + 3SO₃^2- + 6OH^-  2MnO₂ + 8OH^- + 3SO₄^2- + 3H₂O

или 2MnO₄^- + H₂O + 3SO₃^2-  2MnO₂ + 2OH^- + 3SO₄^2-

(Фиолетовый раствор KMnO₄ после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка).

Реакции в щелочной среде. 

K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH   K₂S⁺⁶O₄ +2K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O

электронный баланс

S+4 – 2ē  S+6	1
Mn+7 + 1ē  Mn+6	2

 

метод полуреакций:

SO32- + 2OH- - 2ē  SO42- + H2O	1
MnO41- + ē  MnO42-	2

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

SO₃^2- + 2OH^- + 2MnO₄^-  SO₄^2- + H₂O + 2MnO₄^2-

(Фиолетовый раствор KMnO₄ превращается в зеленоватый раствор K₂MnO₄)

Таким образом,

Реакции с дихроматом калия в качестве окислителя

Степень окисления хрома понижается с +6 до +3. Наблюдается изменение окраски реакционной массы с желто-оранжевого цвета до зеленого или фиолетового. 

1)K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 3H₂S^-2 + 4H₂SO₄   K₂SO₄ + Cr₂⁺³(SO₄)₃ + 3S⁰ + 7H₂O 

электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē  2Cr+3	1
S-2 - 2ē  S0	3

 

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē  2Cr3+ + 7H2O	1
H2S0 - 2ē  S0 + 2H+	3

––––––––––––––––––––––––––––––––––

Cr₂O₇^2- + 8H⁺ + 3H₂S  2Cr³⁺ + 7H₂O + 3S⁰

2) K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 6Fe⁺²SO₄ + 7H₂SO₄   3Fe₂⁺³(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Cr₂⁺³(SO₄)₃ + 7H₂O 

электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē  2Cr+3	1
Fe+2 – ē  Fe+3	6

 

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē  2Cr3+ + 7H2O	1
Fe2+ - ē  Fe3+	6

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14H⁺  2Cr³⁺ + 6Fe³⁺ + 7H₂O

3) K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 14HCl^-1   3Cl₂⁰ + 2KCl + 2Cr⁺³Cl₃ + 7H₂O

электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē  2Cr+3	1
2Cl-1 – 2ē  Cl20	3

 

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē  2Cr3+ + 7H2O	1
2Cl1- - 2ē  Cl20	3

–––––––––––––––––––––––––––––––––––

Cr₂O₇^2- + 6Cl^- + 14H⁺  2Cr³⁺ + 3Cl₂⁰ + 7H₂O

Окислительные свойства азотной кислоты

Окислителем в молекуле азотной кислоты является N⁺⁵, который в зависимости от концентрации HNO₃ и силы восстановителя (например, активности металла) принимает от 1 до 8 электронов, образуя
N⁺⁴O₂;  N⁺²O;  N₂⁺¹O;  N₂⁰;  N^-3H₃(NH₄NO₃);

1) Cu⁰ + 4HN⁺⁵O₃(конц.)   Cu⁺²(NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂ + 2H₂O 

электронный баланс:

Cu0 – 2ē  Cu+2	1
N+5 + ē  N+4	2

 

метод полуреакций:

Cu0 – 2ē  Cu+2	1
NO3- + 2H+ + ē  NO2 + H2O	2

––––––––––––––––––––––––––––––––

Cu⁰ + 2NO₃^- + 4H⁺  Cu²⁺ + 2NO₂ + 2H₂O

2)  3Ag⁰ + 4HN⁺⁵O₃(конц.)   3Ag⁺¹NO₃ + N⁺²O + 2H₂O 

электронный баланс:

Ag0 - ē  Ag+	3
N+5 + 3ē  N+2	1

 

метод полуреакций:

Ag0 - ē  Ag+	3
NO3- + 4H+ + 3ē  NO + 2H2O	1

––––––––––––––––––––––––––––––

3Ag⁰ + NO₃^- + 4H⁺  3Ag⁺ + NO + 2H₂O

 

3) 5Co⁰ + 12HN⁺⁵O₃(разб.)   5Co⁺²(NO₃)₂ + N₂⁰ + 6H₂O 

электронный баланс:

Co0 - 2ē  Co+2	5
2N+5 + 10ē  N20	1

 

метод полуреакций:

Co0 - 2ē  Co+2	5
2NO3- + 12H+ + 10ē  N2 + 6H2O	1

–––––––––––––––––––––––––––––––––

5Co⁰ + 2NO₃^- + 12H⁺  5Co²⁺ + N₂ + 6H₂O

4) 4Ca⁰ + 10HN⁺⁵O₃(оч.разб.)   4Ca⁺²(NO₃)₂ + N^-3H₄NO₃ + 3H₂O

электронный баланс:

Ca0 - 2ē  Ca+2	4
N+5 + 8ē  N-3	1

 

метод полуреакций:

Ca0 - 2ē  Ca+2	4
NO3- + 10H+ + 8ē  NH4+ + 3H2O	1

–––––––––––––––––––––––––––––––––

4Ca⁰ + NO₃^- + 10H⁺  4Ca²⁺ + NH₄⁺ + 3H₂O

 При взаимодействии HNO₃ с неметаллами выделяется, как правило, NO 

1) 3C⁰ + 4HN⁺⁵O₃   3C⁺⁴O₂ + 4N⁺²O + 2H₂O

электронный баланс:

C0 - 4ē  C+4	3
N+5 + 3ē  N+2	4

метод полуреакций:

C0 + 2H2O - 4ē  CO2 + 4H+	3
NO3- + 4H+ + 3ē  NO + 2H2O	4

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

3C⁰ + 6H₂O + 4NO₃^- + 16H⁺  3CO₂ + 12H⁺ + 4NO + 8H₂O

или 3C⁰ + 4NO₃^- + 4H⁺  3CO₂ + 4NO + 2H₂O

2) 3P⁰ + 5HN⁺⁵O₃ + 2H₂O   3H₃P⁺⁵O₄ + 5N⁺²º

электронный баланс:

P0 - 5ē  P+5	3
N+5 + 3ē  N+2	5

метод полуреакций:

P0 + 4H2O - 5ē  PO43- + 8H+	3
NO3- + 4H+ + 3ē  NO + 2H2O	5

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

3P⁰ + 12H₂O + 5NO₃^- + 20H⁺  3PO₄^3- + 24H⁺ + 5NO + 10H₂O

или 3P⁰ + 2H₂O + 5NO₃^-  3PO₄^3- + 4H⁺ + 5NO

Пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях 

1.      Обычно пероксид водорода используют как окислитель:

H₂O₂ + 2HI^-1   I₂⁰ + 2H₂O 

электронный баланс:

2I- - 2ē  I20	1
[O2]-2 + 2ē  2O-2	1

 

метод полуреакций:

2I- - 2ē  I20	1
H2O2 + 2H+ + 2ē  2H2O	1

––––––––––––––––––––––

2I^- + H₂O₂ + 2H⁺  I₂ + 2H₂O

При действии сильных окислителей пероксид водорода может окисляться, образуя кислород и воду.

5H₂O₂ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄   5O₂⁰ + K₂SO₄ + 2Mn²⁺SO₄ + 8H₂O 

электронный баланс:

[O2]-2 - 2ē  O20	5
Mn+7 + 5ē  Mn+2	2

 

метод полуреакций:

MnO4- + 8H+ + 5ē  Mn2+ + 4H2O	2
H2O2 - 2ē  O2 + 2H+	5

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

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

или 2MnO₄^- + 5H₂O₂ + 6H⁺  2Mn²⁺ + 8H₂O + 5O₂

 

Вывод: Мы познакомились с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций в различных средах.

Вспомнили, как расставлять коэффициенты методом электронного и электронно-ионного баланса.

Повторение и обобщение завершается небольшой самостоятельной работой.

(Задания решаем в виде тестов, похожих на задания в ЕГЭ)

III. Закрепление изученного материала.

Вариант 1

1. Какой из неметаллов является сильным окислителем?

1. фтор

2. сера

3. озон

4. кремний

2. Степень окисления серы в сульфате калия равна

1. +6

2. +4

3. 0

4. -2

3. В каких из приведенных реакций атом хлора выступает в роли восстановителя

1. Cu + Cl2 = CuCl2

2. HCl + NaOH = NaCl + H2O

3. HCl + MnO2= MnCl2 + Cl2 + H2O

4. Cl2 + H2= HCl

5. NaCl = Na + Cl2

4. Используя метод электронного баланса составить уравнение реакции, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель

PbS + H₂O₂ → PbSO₄ + H₂O

5. Используя метод электронного и электронно-ионного баланса составить уравнение реакции, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель

KMnO4+H2O+Na2SO3 → Na2SO4+MnO2+KOH

KMnO₄ + K₂SO₃ + KOH → K₂MnO₄ + K₂ SO₄ + H₂O

KMnO4+H2SO4+NaNO2 →……………

Вариант 2

1. В каком из перечисленных соединений атом серы находится в степени окисления +6

1. FeSO4

2. S

3. SO2

4. К2SO4

2. Какой элемент восстанавливается в реакции

Fe2O3 + CO = Fe + СО2

1.железо

2.кислород

3. углерод

3. Выберите уравнения реакций, в которых элемент углерод является окислителем.

1. C + 2H₂ = CH₄

2. 2С + O₂ = 2CO

3. CO₂ + 2Mg = 2MgO + C

4. CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

5. C + 2H₂SO₄ = CO₂ + 2H₂O + 2SO₂

4. Используя метод электронного баланса составить уравнение реакции, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель

NaNO₂ + NH₄Cl → NaCl + 2H₂O + N₂

5. Используя метод электронного и электронно-ионного баланса составить уравнение реакции, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель

KI + H2SO4 + NaNO2 → I2 + K2SO4 + Na2SO4 + NO + H2O

KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

KMnO4+NaOH+Na2SO3 → …………………

IV. Домашнее задание.

Допишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса:

KMnO₄ + HBr

KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂O

KMnO₄ + K₂SO₃ + KOH

Анализ проведенного урока.

В результате проведения данного урока удалось достичь поставленных целей. Учащиеся повторили понятие «степень окисления», повторили расчет степени окисления, решение ОВР методом электронного и электронно-ионного баланса. А также познакомились с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций в различных средах. Урок получился достаточно насыщенным и объемным, поэтому я считаю целесообразно сдваивать уроки. На одном занятии даем понятие, на другом отрабатываем и закрепляем. Учащимся в конце урока была дана самостоятельная работа, содержащая задания ЕГЭ. С заданиями работы они справились хорошо. Проблемы возникли с решением последнего задания (последний пример), ОВР с пропусками веществ справа. Аналогичное задание находится в третьей части С теста ЕГЭ (С1). Я считаю, что за 1-2 урока нельзя отработать задание с предположением образовавшихся продуктов. В связи с подготовкой к сдаче ЕГЭ наверно было бы целесообразно немного изменить планирование уроков и на некоторые темы увеличить количество часов, а некоторые давать в ознакомительном плане. Поэтому данные задания мы отрабатываем на факультативных занятиях. В итоге учащиеся при сдаче ЕГЭ справились с заданием С1.