Урок "Окислительно-восстановительные реакции" 9 класс.

Конспект урока по химии по теме «Окислительно-восстановительные реакции».

9 класс

Конспект урока по химии подготовила: учитель химии Дегтярева Е.Э.

Цель: Обобщить и систематизировать знания учащихся о степени окисления и окислительно-восстановительных реакциях. Углубить и расширить знания учащихся о составлении окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса, ознакомить с основными окислителями и восстановителями. Изучить опытным путем влияние среды раствора на продукты восстановления.

Задачи:

1. Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

2. Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости реакции среды раствора и концентрации.

3. Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца и хрома и ОВР с участием азотной кислоты разной концентрации.

Тип урока: повторение, получение новых знаний, обобщение знаний.

Методы обучения:

-словесный (беседа);

-наглядный (наблюдение при проведении опытов);

- практический (тестирование, выполнение расчетных задач, проведение опытов).

Ход урока:

I. Организационный момент. (2 мин).

Приветствие класса. Проверка готовности учащихся к уроку.

II. Актуализация знаний.

Вступительное слово Учителя: Окислительно-восстановительные реакции(ОВР) - самые распространенные и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизнедеятельности. С ними связано дыхание и 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, азотную, соляную и серную кислоты и многие другие ценные продукты. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую в гальванических элементах, аккумуляторах и топливных элементах.

Учитель: «Что такое степень окисления?». 

Ученик: Степень окисления – это формальный заряд атома, вычисленный исходя из предположения, что все ковалентные полярные связи поляризованы в ионные.

Степень окисления элемента в соединении определяется числом электронов, смещенных от атома данного элемента к другим атомам (при положительной окисленности) или от других атомов к атомам данного элемента (при отрицательной окисленности). Если молекула образованна одним и тем же атомом (H₂ ,Cl₂), то электронная плотность распределена равномерно и степень окисления равна нулю.

Учитель: Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует помнить следующие положения:

1) степень окисления элементов в простых веществах принимаются равными нулю

(Zn⁰, Fe⁰, Cd⁰, О₂⁰, N₂⁰);

2) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов входящих в состав молекул равна нулю, например:

^{+1 +6 -2 +1 +6 -2 +4 -2 -4 +1 +1 -2}

H₂SO₄ K₂CrO₄ CO₂ CH₄ H₂O ;

+2+6-8=0 +2+6-8=0 +4-4=0 -4+4=0 +2-2=0

3) постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы II группы, цинк и кадмий (+2);

4) водород проявляет степень окисления (+1) во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH^-1, CaH₂^-1 и др.), где степень окисления его равна –1;

5) степень окисления кислорода в соединениях равна -2, за исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода OF₂ (+2).

1. фтор во всех соединения (–1);

7) все металлы имеют положительную степень окисления.

Самостоятельная работа для учащихся:

 У доски работают 2 ученика по следующим карточкам:

1. Ученик. Расставьте степени окисления всех элементов в формулах веществ, участвующих в следующей химической реакции:

СаСО₃ = СаО + СО₂

KClO₃ = KCl + 3O₂

KI + Cl₂ = KCl + I₂

КNO₃ = КNO₂ + O₂

Укажите реакции ОВР. По необходимости уравняйте уравнения химической реакции.

2. Ученик. Расставьте степени окисления всех элементов в формулах веществ, участвующих в следующей химической реакции:

Al(OH)₃ = Al ₂O₃ + H₂O

Cu + HNO_3(конц.) = Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Zn+ HCl = ZnCl₂ + H₂

HI + Н₂SO₄ = I₂ + H₂S + H₂O

Укажите реакции ОВР. По необходимости уравняйте уравнения химической реакции.

Эта работа проверяется всем классом и учитель задает вопросы:

Учитель: Во всех ли случаях происходит изменение степеней окисления химических элементов?

Ученик: нет?

Учитель: Что же представляют собой окислительно-восстановительные реакции с точки зрения понятия «степень окисления химических элементов?». Попробуйте сформулировать определение.

Ученик: Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными (ОВР).

Учитель: Для объяснения окислительно-восстановительных реакций в настоящее время применяют электронную теорию Михайленко и Писаржевского (1904 г.). Ее основные положения:

Учитель: Какой процесс называется окислением? Приведите примеры.

Ученик: окисление − это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степени окисления при этом повышаются, например:

Al -3е = Al⁺³; H₂ - 2e = 2H⁺; 2Cl^-- 2e = Cl⁰₂

Учитель: Какой процесс называется восстановлением? Приведите примеры.

Ученик: Восстановление − это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Сте­пени окисления при этом понижаются, например:

S+2e=S^–2 ; Cl⁰₂+ 2e = 2Cl^-; Fe³⁺ +1e = Fe²⁺

Учитель: Как называются частицы, принимающие электроны?

Ученик: Частицы (атом, молекула или ион), принимающие электроны называются окислителями. Во время окислительно-восстановительной реакции они восстанавливаются;

Учитель: Как называются частицы, отдающие электроны?

Ученик: частицы, (атом, молекула или ион), отдающие электроны называются восстановителями. Во время окислительно-восстановительной реакции они окисляются.

Учитель: Какой метод составления уравнения окислительно-восстановительных реакций вы знаете? Какое правило лежит в основе этого метода?

Ученик: Метод электронного баланса. Алгоритм его составления в приложении

Учитель: Окислительно-восстановительные реакции представляют собой диалектическое единство одновременно протекающих двух противоположных процессов – окисления и восстановления. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

III. Изучение нового материала

Учитель: Рассмотрим важнейшие окислители и восстановители. Они могут быть как простыми веществами, так и сложными. Для того чтобы разобраться, в каких случаях элементы ведут себя как окислители, а в каких – как восстановители, нужно обратиться к периодической системе Д. И. Менделеева. Восстановительными свойствами обладают те элементы, которые имеют большой атомный радиус и небольшое (1 - 3) число электронов на внешнем энергетическом уровне. Это в основном металлы.

Наиболее типичные неметаллы, элементы главных подгрупп VI – VII групп, имеющие близкую к завершению структуру внешнего электронного слоя и значительно меньший по сравнению с металлами того же периода атомный радиус, проявляют окислительные свойства.

Если неметаллы попадают в среду, где присутствует более сильный окислитель, то они могут проявлять восстановительные свойства.

Окислительные и восстановительные свойства сложных веществ зависят от степени окисления атома данного элемента. Например, KMn⁺⁷O₄, Mn⁺⁴O_2, Mn⁺²SO_4. В первом соединении марганец имеет максимальную степень окисления и не может её больше повышать. Он может только принимать электроны, а значит KMn⁺⁷O₄ – только окислитель.

В третьем соединении у марганца низшая степень окисления – оно может быть только восстановителем. Во втором соединении марганец с промежуточной степенью окисления (+4), поэтому оно может быть и восстановителем и окислителем, все зависит от условий протекания реакции и веществ, которыми будет взаимодействовать Mn⁺⁴O₂.

Таблица 1

	Только окислители	Только восстановители	И окислители, и восстановители
Степень окисления элемента	Высшая	Низшая	Промежуточная
Примеры	1. Про­стые ве­ще­ства – неме­тал­лы: га­ло­ге­ны, кис­ло­род, озон	1. Про­стые ве­ще­ства – ме­тал­лы.	1.Простые вещества неметаллы: N2, S, H2, P, С и др.
	2. Ок­си­ды ме­тал­лов в вы­со­ких сте­пе­нях окис­ле­ния CrO3, Mn2O7, MnO2, PbO2 и др. 3. Кис­ло­род­со­дер­жа­щие кис­ло­ты и их соли: азот­ная, сер­ная.	2. Про­стые ве­ще­ства – неме­тал­лы (С, Н2, Si) 3. Ок­си­ды неме­тал­лов (NO, SO2, CO и др.)	2. S+4O2 и сульфиты; N+4O2; Mn+4O2 3. Пе­рок­сид во­до­ро­да Н2О2
	4. Соли кис­лот хрома: хро­ма­ты, ди­хро­ма­ты, кис­ло­род­ные кис­ло­ты хлора: хлор­но­ва­ти­стая HClO, хлор­но­ва­тая HClO3, хлор­ная HClO4 и их соли.	4. Бес­кис­ло­род­ные кис­ло­ты: H2S, HCl и др. и их соли.
		5. Соли, в ко­то­рых ме­тал­лы на­хо­дят­ся не в выс­ших сте­пе­нях окис­ле­ния: SnCl2, FeSO4, Cr2(SO4)3, MnSO4 и др.
		6. Ам­ми­ак NH3

Учитель: Рассмотрим классификацию окислительно-восстановительных реакций.

Все окислительно-восстановительные реакции разделяются на три группы:

1) реакции, в ходе которых окислитель и восстановитель находятся в разных молекулах, называются межмолекулярными.

Н₂S^-2 + Cl⁰₂ → S⁰ + 2HCl^-

2) реакции, в ходе которых окислитель и восстановитель (атомы разных элементов) находятся в составе одной и той же молекулы, называются внутримолекулярными.

2KCl⁺⁵O₃ = 2KCl^-1 + 3O₂⁰↑

Cl⁺⁵ + 6e = Cl^–1 4 2 процесс восстановления (окислитель)

2O^-2 – 4e = O₂⁰ 6 3 процесс окисления (восстановитель)

3) реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления одного и того же элемента в одной и той же молекуле, называются реакциями диспропорционирования (дисмутации, самоокисления-самовосстановления).

MnO₂

2Н₂О^–1₂ → О⁰₂↑ + 2Н₂О^–2 

Учитель: При про­те­ка­нии окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций, ко­неч­ные про­дук­ты за­ви­сят от мно­гих фак­то­ров:

1) кислотность среды;

2) температура;

3) концентрация.

Проведем демонстрационный опыт.

Лабораторный опыт: «Окислительные свойства перманганата калия в различных средах» (правила ТБ).

В три пробирки поместите по 1-2 мл раствора перманганата калия и прилейте равные объёмы: в первую – раствора серной кислоты. Во вторую – воды, в третью – раствор гидроксида калия. Добавьте в три пробирки по 3-4 кристаллика сульфита натрия. Отметьте изменения окраски растворов в каждой пробирке, напишите уравнения проделанных реакций.

Учащиеся: отмечают признаки ОВР в различных средах и составляют уравнения реакций, делают выводы. Вместе с учителем составляют схему:

Результаты лабораторного опыта:

окисленная восстановленная

форма форма

+5e Mn ²⁺ , бесцветный раствор

кислая

+3е MnO_2↓, бурый осадок

нейтральная

+1е _, раствор зеленого цвета

щелочная

Учитель: Какой метод составления уравнения окислительно-восстановительных реакций вы знаете?

Ученик: Метод электронного баланса.

+1 +7 -2 +1 +4 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 -2

1). 2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ → K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ +2MnSO₄+ 3H₂O

S⁺⁴– 2e ® S⁺⁶ 5 - восстановитель

Mn⁺⁷ + 5e ® Mn⁺² 2 - окислитель

+1 +7 -2 +1 +4 -2 +1 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2 +1

2). 2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O → 3Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 3KOH

S⁺⁴– 2e ® S⁺⁶ 3 - восстановитель

Mn⁺⁷ + 3e ® Mn⁺⁴ 2 - окислитель

+1 +7 -2 +1 +4 -2 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2

3) 2KMnO₄ + Na₂SO₃  +2NaOH → Na₂SO₄ + K₂MnO₄+ Na₂MnO₄+ H₂O

S⁺⁴– 2e ® S⁺⁶ 1 - восстановитель

Mn⁺⁷ + 1e ® Mn⁺⁶ 2 - окислитель

Учитель: К какой группе относятся эти ОВР?

Ученик: К реакциям межмолекулярного окисления-восстановления.

Вывод: KMnO₄ – сильный окислитель. Продукты его восстановления зависят от среды.

Учитель: Рассмотрим окислительно-восстановительные свойства соединений хрома в различных средах.

Хром в своих соединениях имеет наиболее характерные степени окисления +6 и +3. В первом случае соединение хрома проявляют свойства окислителей, во втором восстановителей.

Cr⁺⁶ Cr⁺³

^{окислитель восстановитель}

_{щелочная кислая щелочная кислая}

(CrO₄)^2- (Cr₂O₇)^2- (CrO₂)^- ; (CrO₃)^3- Cr³⁺

K₂CrO₄ K₂Cr₂O₇ KCrO₂ ; K₃CrO₃ Cr₂(SO₄)₃

В зависимости от реакции среды имеют место переходы:

_+H⁺

+ 2H⁺ _+OH- + H₂O

Оранжевый раствор

Желтый раствор

2К₂СrO₄+ 2HCl = К₂Сr₂O₇ + 2КСl +H₂O

К₂Сr₂O₇ +2КOH = 2К₂СrO₄ + H₂O

Хромат ионы существуют в щелочной среде и окрашивают раствор в лимонно-желтый цвет.

Дихромат ионы существуют в кислых растворах, имеют оранжевую окраску.

Ионы Cr³⁺ окрашивают раствор в зеленый цвет.

В кислой среде ионы – сильные окислители, они восстанавливаются до соединения Cr³⁺.

В щелочной среде ионы [Cr(OH)₆]^3- окисляются до ионов .

Приведем примеры этих реакций:

Ученики дописывают продукты реакции, используя схему и расставляют коэффициенты методом электронного баланса.

⁰

^-1

⁺³

⁺⁶

K₂Cr₂O₇ + 6HI + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + К₂SO₄ + 3I₂↓ + 7H₂O

2 Cr⁺⁶ + 6e ® 2Cr ⁺³ 1 - окислитель

I ^-1– 2e ® I₂⁰ 3 - восстановитель

⁺⁶

⁰

⁺³

2NaCrO₂ + 3Cl₂ + 8NaOH = 2Na₂CrO₄ + 6NaCl^-1 + 4H₂O

Хромит натрия

Cr⁺³ - 3e ® Cr ⁺⁶ 2 - окислитель

Cl₂⁰+ 2e ® 2 Cl^-1 Cl₂⁰ - восстановитель

Учитель: На ход окислительно-восстановительных реакций также оказывает влияние температура и концентрация реагентов.

Например:

1. реакция хлора с концентрированным раствором щёлочи при нагревании описывается уравнением: Cl₂ + NaOH → NaClO₃ + NaCl+ H₂O.

tt===

Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.

tt===

3Cl₂⁰ + 6NaOH → NaCl⁺⁵O₃ + 5NaCl^-1+ 3H₂O

Cl₂⁰- 10e ® 2 Cl⁺⁵ 1 - восстановитель

Cl₂⁰+2e ® 2Cl^-1 5 - окислитель

2. реакция хлора с холодным разбавленным раствором щёлочи описывается уравнением:

Cl₂ + NaOH = NaCl + NaClO + H₂O

Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.

Cl⁰₂ + 2NaOH = NaCl^-1 + NaCl⁺¹O + H₂O

Cl₂⁰- 2e ® 2 Cl⁺¹ 1 - восстановитель

Cl₂⁰+2e ® 2Cl^-1 1 - окислитель

Учитель: К какой группе относятся эти окислительно-восстановительные реакции?

Ученик: К реакциям диспропорционирования, так как один и тот же эле­мент вы­сту­па­ет и как окис­ли­тель, и как вос­ста­но­ви­тель.

Учитель: Продукты восстановления HNO₃ зависят от 2-х факторов: концентрации кислоты и силы восстановителя. Чем сильнее восстановитель и чем более разбавлена кислота, тем более низкую степень окисления имеет азот (N) в продуктах восстановления HNO₃:

восстановитель	щелочные и щелочноземельные металлы	тяжелые металлы
концентрация HNO3
разбавленная кислота	N–3H4NO3	N+2O
концентрированная кислота	N2+1O	N+4O2

HNO₃ не взаимодействует с Au, Pt, Ir, Os.

HNO₃(конц.) взаимодействует с Al, Cr, Fe ТОЛЬКО при t°.

Например:

Zn⁰ + 4HN⁺⁵O_3(конц.) = Zn⁺² (NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂↑ +2H₂O

Zn⁰ -2e ® Zn⁺² 1 - восстановитель

N⁺⁵+ 1e® N⁺⁴ 2 - окислитель

4Zn⁰ + 10HN⁺⁵O_{3(очень разб.)} = 4Zn⁺² (NO₃)₂ + N^–3H₄NO₃ +3H₂O

Zn⁰ -2e ® Zn⁺² 4 - восстановитель

N⁺⁵+ 8e® N^-3 1 - окислитель

IV. Закрепление изученного материала.

Учитель: Для закрепления изученного материала предлагаю решить тест

Вариант №1

1. Восстановителем в реакции H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = 8HCl + H₂SO₄ является

1) H₂S; 2) Cl₂; 3) H₂O; 4) H₂SO₄.

2. Окислителем в реакции SO₂ +NO₂ + H₂O = H₂SO₄ + NO является

1) NO₂; 2) H₂O; 3) SO₂; 4) H₂SO₄.

3. Вещество, придающее раствору коричневый цвет

1) KMnO₄; 2) K₂MnO₄; 3) MnO₂; 4) MnSO₄.

4. Тип окислительно-восстановительной реакции

2KClO₃ ® 2KCl + 3O₂

1. межмолекулярного окисления-восстановления;

2. внутримолекулярное окисление-восстановление;

3. диспропорционирования;

4. особый случай.

5. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций и укажите процесс окисления и восстановления:

Cu + HNO₃ (разб.) = Cu(NO₃)₂ + …+ H₂O

H₂O₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ = O₂ + K₂SO₄. + … + …

Вариант № 2

1. Восстановителем в реакции Na₂SO₃ + Br₂ + H₂O = 2HBr + Na₂SO₄ является

1) Na₂SO₃; 2) Br₂; 3) H₂O; 4) HBr.

2. Окислителем в реакции Br₂ + 5Cl₂ + 6H₂O = 4HBrO₃ + 10HCl является

1) Br₂; 2) Cl₂; 3) H₂O; 4) HCl.

3. Вещество, придающее раствору оранжевый цвет

1) Сr₂(SO₄)₃; 2) K₂Cr₂O₇; 3) K₂CrO₄; 4) KCrO₂.

4. Тип окислительно-восстановительной реакции

H₂O + K₂MnO₄ = KMnO₄ + MnO₂ + KOH

1) межмолекулярного окисления-восстановления;

2) внутримолекулярное окисление-восстановление;

3) диспропорционирования;

4) особый случай.

5. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций и укажите процесс окисления и восстановления:

Ag + HNO_3(конц.) = AgNO₃ + … + H₂O

NaNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ = NaNO₃ + MnSO₄ + …+ …

Под­ве­де­ние итога урока. Рефлексия

В ходе урока была изу­че­на тема «Окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ные ре­ак­ции». Мы повторили опре­де­ле­ние дан­ных ре­ак­ций. Вспом­ни­ли, что такое сте­пень окис­ле­ния, окис­ли­тель и вос­ста­но­ви­тель. Закрепили навыки со­став­ления схемы элек­трон­но­го ба­лан­са для окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций, по­зна­ко­ми­лись с клас­си­фи­ка­ци­ей окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций. Установили влияние кислотности среды, температуры и концентрации на продукты превращения окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций. Закрепили полученные данные на примерах окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций.

Ответы к тестам

Вариант №1

1. 1

2. 1

3. 3

4. 2

5. 3Cu⁰ + 8HN⁺⁵O₃ (разб.) = 3Cu⁺² (NO₃)₂ + 2N⁺²O+ 4H₂O

Cu⁰ -2e ® Cu⁺² 3 – окисление

N⁺⁵ +3e® N⁺² 2 – восстановление

5H₂O₂^-1 + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ = 5O₂⁰↑ + K₂SO₄ + 2Mn⁺²SO₄  + 8H₂O

2O^-1 -2e ® O₂⁰ 5 - окисление

Mn⁺⁷ +5e ® Mn⁺² 2 - восстановление

Вариант №2

1. 1

2. 2

3. 2

4. 3

5. Ag⁰ + 2HN⁺⁵O_3(конц.) = Ag⁺¹NO₃ + N⁺⁴O₂ + H₂O

Ag⁰ - e ® Ag⁺¹ 1 - окисление  

N⁺⁵ + e® N⁺⁴ 1 - восстановление

5NaN⁺³O₂ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ = 5NaN⁺⁵O₃ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄+ 3H₂O

N⁺³ - 2e ® N⁺⁵ 5 - окисление

Mn⁺⁷+5e ® Mn⁺² 2 - восстановление