Урока химии в 11 классе в контексте подготовки к егэ по теме «окислительно-восстановительные реакции» учитель химии



Скачать 317.55 Kb.
Дата02.02.2018
Размер317.55 Kb.
#11859
ТипУрок

МОУ «Средняя общеобразовательная школа № 4»

г. Реутов

Московская область

Методическая разработка

урока химии в 11 классе

в контексте подготовки к ЕГЭ
по теме

«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»

Выполнила:

учитель химии

Белова Людмила Викторовна

2011 год

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ


Умения в составлении электронного баланса для уравнений ОВР, приобретенные в 8-м классе, совершенствуются в темах курса 9 класса, например в теме «Сера и ее соединения», где появляются более сложные уравнения. Также, в 9 классе, учащиеся знакомятся с электронно - ионным методом составления уравнений ОВР. На более сложных примерах учащиеся продолжают получать логическое подтверждение того, что строение атома определяет его свойства. В 11-м классе, обобщая знания о классификации химических реакций, напоминаем об одной из классификаций по изменениям степеней окисления атомов, входящих в состав взятых и полученных веществ. На этом уроке суммируем все имеющиеся у учащихся знания об ОВР, используя понятия «электроотрицательность», «степень окисления», «окислитель», «окисление», «восстановитель», «восстановление», закономерности ОВР, правила составления уравнений ОВР и нахождения коэффициентов с помощью метода электронного и электронно-ионного баланса. Урок можно рекомендовать как проведение спаренного урока (2 ч), так как тема достаточно трудная и является важным компонентом знаний выпускников средних школ, проверяемых заданиями теста ЕГЭ во всех трех частях. Проведение спаренных уроков целесообразно проводить в конце курса 11 класса, так как учащиеся должны попробовать реализовать полученные знания, скорректировать возникшие вопросы, а также закрепить полученные и суммированные знания решениями тестовых заданий, похожих на задания ЕГЭ. На своих уроках я стараюсь составлять не менее 10 вариантов индивидуальных заданий, что позволяет приучить учащихся работать самостоятельно. После проведения данного урока учащиеся должны закрепить понятия: окислительно-восстановительные реакции, окислитель, восстановитель, электронный и электронно-ионный баланс, основные окислители и восстановители и уметь различать ОВР и реакции без изменения степени окисления; расставлять коэффициенты в ОВР, пользуясь методом электронного и электронно-ионного баланса.

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- + 2MnO41- + 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 + 3H2

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+ + 5SO32- + 5H2O   2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+

или 2MnO4- + 6H+ + 5SO32-   2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-

(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 + 3SO32- + 6OH-  2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 3H2O

или 2MnO4- + H2O + 3SO32-  2MnO2 + 2OH- + 3SO42-

(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

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

SO32- + 2OH- + 2MnO4-  SO42- + H2O + 2MnO42-

(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 + 7H2

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

––––––––––––––––––––––––––––––––––

Cr2O72- + 8H+ + 3H2S  2Cr3+ + 7H2O + 3S0


2) K2Cr2+6O7 + 6Fe+2SO4 + 7H2SO4   3Fe2+3(SO4)3 + K2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + 7H2

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+ + Cr2O72- + 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

–––––––––––––––––––––––––––––––––––

Cr2O72- + 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 + 2H2

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 + 2H2

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 + 6H2



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+  3PO43- + 24H+ + 5NO + 10H2O

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

Пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях 


1.      Обычно пероксид водорода используют как окислитель:

H2O2 + 2HI-1   I20 + 2H2

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 + 8H2

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.

Скачать 317.55 Kb.

Поделитесь с Вашими друзьями:




База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2023
обратиться к администрации

    Главная страница