Окислительно-восстановительные реакции

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Цель урока: Обобщить, систематизировать и расширить знания обучающихся об окислительно-восстановительных реакциях, важнейших окислителях и продуктах их 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 от активности металлов, концентрации кислот и реакции среды раствора.
3. Показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.

Ход урока

1. Организационный момент
2. Повторение и обобщение изученного ранее материала
Преподаватель:Окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Важнейшие процессы на планете связаны с этим типом химических реакций. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу XX века была создана электронная теория окислительно – восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные положения этой теории, метод электронного баланса, научиться составлять уравнения химических реакций, протекающих в растворах, и выяснить от чего зависит механизм таких реакций.
Для вас тема ОВР не нова. Поэтому предлагаю повторить некоторые понятия и умения по данной теме.
Вопрос 1: «Что такое степень окисления?».
Обучающийся: Степень окисления – это условный заряд атома химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равняться нулю, что зависит от природы соответствующих соединений.
Вопрос 2: Одни элементы имеют постоянные степени окисления, другие — переменные. Назовите элементы, которые в своих соединениях проявляют постоянные степени окисления.
Обучающийся: Например, к элементам с постоянной положительной степенью окисления относят щелочные металлы: Li+1, Na+1, K+1, Rb+1, Cs+1, Fr+1, следующие элементы II группы периодической системы: Ве+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ва+2, Ra+2, Zn+2, а также элемент III А группы - А1+3 и некоторые другие. Металлы в соединениях всегда имеют положительную степень окисления.
Из неметаллов постоянную отрицательную степень окисления (-1) имеет F.
В простых веществах, образованных атомами металлов или неметаллов, степени окисления элементов равны нулю, например: Na°, Al°, Fe°, Н2, О2, F2, Cl2, Br2.
Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н20), -1 (NaH).
Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н20), -1 (Н2О2), +2 (OF2).
Вопрос 3: Как рассчитать степени окисления элементов в соединениях?
Обучающийся: Следует помнить, что в целом молекула электронейтральна, поэтому в любой молекуле алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона.
Вопрос 4: Рассчитаем степень окисления хрома в дихромате калия K2Cr2O7.
Обучающийся:
1. Степень окисления калия +1, кислорода -2.
2. Подсчитаем число отрицательных зарядов: 7 • (-2) = -14
3. Число положительных зарядов должно быть + 14. На калий приходится два положительных заряда, следовательно, на хром – 12.
4. Так как в формуле два атома хрома, 12 делим на два: 12 : 2 = 6.
5. + 6 – это степень окисления хрома.
Проверка: алгебраическая сумма положительных и отрицательных степеней окисления элементов равна нулю, молекула электронейтральна.
Преподаватель: Самостоятельная работа № 1 пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: MnO2, H2SO4, K2SO3, H2S, KMnO4.
Ученик: объясняет полученные результаты. (Mn+4O2, H2S+6O4, K2S+4O3, H2S-2, KMn+7O4.)
Вопрос 5: Что такое окислительно – восстановительные реакции?
Обучающийся: Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления и изменяются степени окисления элементов.
Вопрос 6: Что такое окисление?
Обучающийся: Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.
Вопрос 7: Что такое восстановление?
Обучающийся: Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.
Вопрос 8: Что такое окислитель?
Обучающийся: Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.
Вопрос 9: Что такое восстановитель?
Обучающийся: Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.
3. Углубление и расширение знаний
Преподаватель: Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением. Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.
При составлении этого уравнения используется метод электронного баланса. Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции. Основное требование при составлении уравнений этим методом: число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов.
Учитель: Самостоятельная работа № 2 методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно–восстановительной реакции:
MnO2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + H2O
Ученик: объясняет полученные результаты.
2MnO2 + 2H2SO4 → 2MnSO4 + O2 +2H2O
Преподаватель: Однако научиться находить коэффициенты в ОВР еще не значит уметь их составлять. Нужно знать поведение веществ в ОВР, предусматривать ход реакций, определять состав образующихся продуктов в зависимости от условий реакции.
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. Если речь идет о простых веществах, то восстановительные свойства должны быть присущи тем элементам, которые имеют больший по сравнению с остальными атомный радиус и небольшое (1 - 3) число электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому они могут сравнительно легко их отдавать. Это в основном металлы. Наиболее сильными восстановительными свойствами из них обладают щелочные и щелочноземельные металлы, расположенные в главных подгруппах I и II групп (например, натрий, калий, кальций и др.).
Наиболее типичные неметаллы, имеющие близкую к завершению структуру внешнего электронного слоя и значительно меньший по сравнению с металлами того же периода атомный радиус, довольно легко принимают электроны и ведут себя в окислительно-восстановительных реакциях как окислители. Наиболее сильными окислителями являются легкие элементы главных подгрупп VI – VII групп, например фтор, хлор, бром, кислород, сера и др.
Вместе с тем надо помнить, что деление простых веществ на окислители и восстановители так же относительно, как и деление на металлы и неметаллы. Если неметаллы попадают в среду, где присутствует более сильный окислитель, то они могут проявлять восстановительные свойства. Элементы в разных степенях окисления могут вести себя по-разному.
Если элемент имеет свою высшую степень окисления, то он может быть только окислителем. Например, в HN+5O3 азот в состоянии + 5 может быть только окислителем и принимать электроны.
Только восстановителем может быть элемент, находящийся в низшей степени окисления. Например, в N-3Н3 азот в состоянии -3 может отдавать электроны, т.е. является восстановителем.
Элементы в промежуточных положительных степенях окисления могут, как отдавать, так и принимать электроны и, следовательно, способны вести себя как окислители или восстановители в зависимости от условий. Например, N+3, S+4 . Попадая в среду с сильным окислителем, ведут себя как восстановители. И, наоборот, в восстановительной среде они ведут себя как окислители.
По окислительно – восстановительным свойствам вещества можно разделить на три группы:
1. окислители
2. восстановители
3. окислители - восстановители
Преподаватель: Самостоятельная работа № 3 в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO2 проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:
1. MnO2 + O2 + KOH → K2MnO4 + H2O
2. MnO2 + HCI → MnCI2 + CI2 + H2O
Ученик: объясняет полученные результаты.
2MnO2 + O2 + 4KOH = 2K2MnO4 + 2H2O (MnO2 – восстановитель)
MnO2 + 4HCI = MnCI2 + CI2 + 2H2O (MnO2 – окислитель)
Значение окислительно – восстановительных реакций
В рамках одного урока невозможно рассмотреть все многообразие окислительно-восстановительных реакций. Но их значение в химии, технологии, повседневной жизни человека трудно переоценить.
Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе получения металлов и сплавов, водорода и галогенов, щелочей и лекарственных препаратов.
С окислительно – восстановительными реакциями связано функционирование биологических мембран, многие природные процессы: обмен веществ, брожение, дыхание, фотосинтез. Без понимания сущности и механизмов протекания окислительно-восстановительных реакций невозможно представить работу химических источников тока (аккумуляторов и батареек), получение защитных покрытий, виртуозную обработку металлических поверхностей изделий.
Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная, или белильная, известь.
Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод.
4. Домашнее задание
В уравнениях реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
1. AI + H2SO4 (конц.) → Al2(SO4)3 + SO2 + H2O
2. Ag + HNO3 (конц.)→ AgNO3 + NO2 + H2O
3.KBr + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O
5.Подведениеитоговурока.