Конспект урока "Окислительно-восстановительные реакции" (11 класс, химия)

Урок химии в 11 классе.                                               «_____»________________ 20 ____ г. Окислительно­ восстановительные реакции. Цель. Систематизировать знания учащихся об окислительно­восстановительных реакциях. Задачи: Образовательные: дать представление о методе электронного баланса в составлении ОВР; закрепить понятия «степень окисления», «окислитель», «восстановитель». Развивающие:  совершенствовать умение отражать сущность ОВР методом электронного баланса,  закрепляя понятия процессов окисления и восстановления; содействовать развитию  химически грамотной речи учащихся; развитие мыслительных процессов (анализ, синтез,  сравнение, обобщение, классификация). Воспитательные: воспитывать умения организовать свой учебный труд, соблюдать  правила работы в коллективе Ход урока. 1. Орг. момент. 2. Повторение изученного  материала. Тестовая работа. 1. Слабый электролит: 1) Гидроксид лития                                   3) угольная кислота 2) Азотная кислота                                    4) хлорид цинка 2. Ионы, которые могут существовать в растворе. 1) Ag+, NO3 2) H+, Na+, Cl ­, CO3 ­, Ba2+, Cl ­                                  3) K+, Cl ­, Ca2+, NO3 ­ 2­                                    4) H+, OH ­, Mg2+, SO3 2­ 3. Только катионы калия и фосфат­анионы образуются  при диссоциации вещества, формула которого: 1) КНРО4           2) Са3(РО4)2               3) КН2РО4                     4) К3РО4 4. К электролитам  относится каждое из веществ, формулы которых: 1) N2O, KOH, Na2CO3                                        3) Ba(OH)2, NH3∙ H2O, H2SiO3 2) Cu(NO3)2, HCl, Na2SO4                                 4) CaCl2, Cu(OH)2, SO2 5. При диссоциации сульфида натрия образуются ионы: 1) Na+ и HS­                                                        3) Na+ и S2­ 2) Na+ и SO3 2­                                                      4) Na+  и SO4 2­ 6. Наибольшее количество ионов образуется при электролитической диссоциации 1 моль 1) хлорида калия                                            3) нитрата железа (III) 2) сульфата алюминия                                  4) карбоната натрия 7. Нерастворимая соль образуется при взаимодействии веществ, формулы  которых: 1) NaOH(р­р) и  H3PO4 (р­р)                                                  3) HNO3(р­р) и Al2O3 2) Ca(OH)2 (р­р) и  K3PO4 (р­р)                                               4) CuCl2(р­р)  и Ca(OH)2(р­р) 8. Заполните таблицу «Гидролиз солей» SrCl2 Rb2SiO3 CoI2 BaBr2 Fe(NO3)2 Кислота Основание Среда соли 3. Изучение новой темы. Степень окисления – это условный, формальный заряд, который приписывают атомам в  электронейтральной молекуле или многоатомном ионе.  Одни элементы имеют постоянные степени окисления, другие – переменные. Для  вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих  положений: 1. Степени окисления элементов в простых веществах принимаются равными нулю. 2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав  молекулы, равна нулю. 3. Сумма степеней окисления атомов многоатомного иона по знаку и величине равна  заряду этого иона. 4. Постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1);  металлы главной подгруппы 2 группы, цинк и кадмий (+2); алюминий (+3). 5. У фтора степень окисления в соединениях равна ­1. 6. Водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов  металлов, где его степень окисления равна ­1. 7. Степень  окисления кислорода в соединениях равна ­2, за исключением пероксидов  (­1) и  фторида кислорода OF2 (+2). Упражнения. Определите степени окисления элементов в соединениях. CrCl3, Cl2O7, KCl, CH4, FeI2, SO2, NH3, NO2, IF7, PH3, Al2O3, Mg3N2, SiC, I3N, N2, F2O, SF6, SeO3, CO2, Cu2O, NF3, As2S5, PCl3, Si3N4, KClO, K2MnO4, KClO3, HIO4, K2SO4, NaClO2,  NaAsO2, NH4Cl, Fe2(SO4)3, NaNO3, PClO3, Na4SiO4, K4P2O7, PbCrO4, NaBrO3, Fe(NO3)3,  KMnO4. Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых  одновременно протекают процессы окисления  восстановления и, как правило, изменяются  степени окисления элементов. Лабораторный опыт. Оборудование и реактивы. Пробирки, растворы соляной кислоты и карбоната натрия,  металлический цинк. Порядок выполнения опыта. В две пробирки наливают по 2 мл соляной кислоты. В  первую добавляют 1 мл раствора карбоната натрия:  (Что наблюдаете?) Во вторую пробирку бросают одну гранулу цинка:  (Что наблюдаете?) Внешние признаки протекания реакций одинаковы – выделение газа. ( В чем их различие с  точки зрения классификационных признаков?)  Если в реакции обмена ни один элемент не меняет степень своей окисления, то во втором  примере степень окисления цинка изменяется от 0 до +2, а водорода от +1 до 0.  Процесс отдачи электронов молекулой, атомом, ионом называется окислением,  например, Zn0 ­ 2ē   → Zn 2+  Процесс принятия электронов молекулой, атомом, ионом называется восстановлением,  например, 2H+ + 2ē   → H2 0 Восстановитель, отдавая электроны, окисляется, а окислитель, принимая их,  восстанавливается. По окислительно­восстановительным свойствам вещества можно разделить на три группы: 1. Окислители .  Неметаллы – простые вещества (Cl2, Br2, O2), кислородсодержащие  кислоты и их соли (KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7, H2SO4, HNO3), водород в степени  окисления +1(преимущественно в растворах кислот, или воды), ионы металлов,  находящиеся в высшей степени окисления. 2. Восстановители. Активные металлы, некоторые неметаллы (H2, C,P,Si),  бескислородные кислоты и их соли, гидриды, содержащие ион Н­1, ионы металлов в  низшей степени окисления(Sn2+, Fe2+, Cu+, Hg2+). 3. Окислители – восстановители. Вещества. Которые в составе имеют элементы с  промежуточной степенью окисления (HNO2), йод, пероксид водорода. Восстановитель всегда повышает степень окисления. Окислитель всегда понижает степень окисления. Для нахождения коэффициентов в уравнениях ОВР важно правильно уравнивать заряды  левой и правой частей схемы электронного баланса. Если в ОВР участвуют простые  вещества, молекулы которых образованы несколькими атомами (N2, H2,O2, Cl2, Br2 ), то в  электронном балансе число приобретенных и отданных электронов рассчитывают с учетом  числа атомов в молекуле. P−3→P+5                                                Si+4→Si0                                         P 0 →P+5 0  2→  Cl–1                                    2Cl–1 → Cl2 Si−4→Si+4                                             Cl2 0 → 2Cl+5                                    S–2 → S+4 Cl+5 → Cl–1                                           Cl2 S–2 → S+6                                              S+6 → S–2                                         S–2 → S0 Fe0 → Fe+2                                           Fe0 → Fe+3                                       Fe+2 → Fe+3 0 Fe+3 →Fe0 Метод электронного баланса. Правила оформления уравнений ОВР методом электронного баланса. Пример 1. Расставьте коэффициенты в реакции, схема которой  Al+C →Al4C3, методом  электронного баланса. 1. Определяют элементы, изменяющие степень окисления: Al0+C0 →Al4 2. Составляют схемы окисления и восстановления. +3C3 ­4 Al0  →Al+3, процесс окисления – схема 1. C0  → C­4 , процесс восстановления – схема 2.    Уравнивают заряды. В левой части схемы I заряд равен 0, в правой ­ +3,  следовательно, из левой части отнимают 3 ē. В схеме II в левой части заряд равен 0,  а в правой – (­4), поэтому в левую часть добавляют 4 ē. 3. Количество отданных и принятых электронов всегда одинаково, поэтому, чтобы  сбалансировать, уравнять их, числа 3 и 4, называемые множителями, выносят за  вертикальную черту, предварительно поменяв их местами: Схема I: 4   Al0 ­ 3 ē →Al+3   число отданных электронов: 4•3 ē =12 ē Схема II: 3  C0 + 4 ē → C­4    число принятых электронов: 3•4 ē =12 ē 4. Определяют стехиометрические коэффициенты, которые будут стоять перед  формулами веществ в молекулярном уравнении.  Подсчитывают число атомов Al0, для этого множитель 4 умножают на  коэффициент, который стоит перед Al0, т.е. на единицу: 4 • 1 Al0 =4Al0. Эта запись  показывает, что в реакцию вступают 4 атома алюминия. Теперь множитель 4 умножают на коэффициент, стоящий перед Al+3, т.е. на  единицу: 4•1 Al+3 = 4 Al+3. Эта запись показывает, что в результате реакции  образуется 4 Al+3 в составе Al4 Такие же действия производятся и в схеме II: 3•1С0 = 3C0; 3•1 C­4 =3 C­4 в составе  Al4 Итоговое молекулярное уравнение 4Al0+3C0 →Al4 +3C3 +3C3 +3C3 ­4. ­4 . ­4 . Упражнения. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в  уравнении реакции. Определите окислитель и восстановитель. NH3 + O2→ NO +H2O Zn  + H2SO4→ ZnSO4 + H2S + H2O H2S + HClO3→ S + HCl + H2O HI + H2SO4 →S + I2 + H2O H2SO4 + Zn →ZnSO4 + H2S + H2O C+ KNO3→ K2CO3 + CO2 + N2 4. Домашнее задание.§ 19 упр.1,3 стр. 163