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

Скачать 317.55 Kb.

Дата	02.02.2018
Размер	317.55 Kb.
	#11859
Тип	Урок

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:

Актуализация знаний.
Повторение полученных знаний. Объяснение новой темы.
Закрепление изученного материала.
Домашнее задание.

I. Актуализация знаний.

Беседа по материалу, зученному ранее. Вопросы к беседе:

Какие реакции называются окислительно- восстановительными?
Что такое окисление?
Какой процесс называется восстановлением?
Как называются вещества, отдающие электроны?
Как называются вещества, принимающие электроны?
Что такое «степень окисления»?
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:

Mg⁰ + 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.

MnO₄ + HCl KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

Mn⁺⁷O₄ + HCl^-1 KCl + Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰ + H₂O

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.

n⁺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.

KMn⁺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): :

2Cl^1-– 2ē	Cl₂⁰		5
MnO₄^1- + 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.

K₂S⁺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
SO₃^2- + H₂O – 2ē SO₄^2- + 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

K₂S⁺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:

MnO₄^1- + 2H₂O + 3ē  MnO₂+ 4OH^-	2
SO₃^2- + 2OH^- - 2ē  SO₄^2-+ 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.

₂S⁺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:

SO₃^2- + 2OH^- - 2ē  SO₄^2-+ H₂O	1
MnO₄^1- + ē  MnO₄^2-	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:

Cr₂O₇^2-+ 14H⁺ + 6ē  2Cr³⁺+ 7H₂O	1
H₂S⁰- 2ē  S⁰+ 2H⁺	3

––––––––––––––––––––––––––––––––––

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

) 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:

Cr₂O₇^2-+ 14H⁺ + 6ē  2Cr³⁺+ 7H₂O	1
Fe²⁺- ē  Fe³⁺	6

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

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

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

электронный баланс:

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

метод полуреакций:

Cr₂O₇^2-+ 14H⁺ + 6ē  2Cr³⁺+ 7H₂O	1
2Cl^1- - 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  PO₄^3- + 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?

фтор
сера
озон
кремний

2. Степень окисления серы в сульфате калия равна

+6
+4
0
-2

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

Cu + Cl2 = CuCl2
HCl + NaOH = NaCl + H2O
HCl + MnO2= MnCl2 + Cl2 + H2O
Cl2 + H2= HCl
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.

C + 2H₂= CH₄
2С + O₂= 2CO
CO₂ + 2Mg = 2MgO + C
CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O
C + 2H₂SO₄= CO₂ + 2H₂O + 2SO₂

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.

Каталог: DswMedia
DswMedia -> Безопасного интернета
DswMedia -> 1. порядок приема воспитанников в гкоу во кадетскую школу интернат «кадетский крпус»
DswMedia -> Начальник управления образования
DswMedia -> Основная образовательная программа общего образования умственно отсталых обучающихся 1
DswMedia -> Сесиль Лупан Поверь в своё дитя
DswMedia -> Юлия Борисовна Гиппенрейтер
DswMedia -> Дополнительного образования детей
DswMedia -> Адаптация детей к детскому саду

Скачать 317.55 Kb.

Поделитесь с Вашими друзьями: