Урок химии в 11-м классе по теме Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций различными способами

Цели урока:

  • углубить знания по составлению уравнений ОВР
    методом электронного баланса;
  • изучить ионно-электронный метод составлению
    уравнений ОВР, показать его преимущества в
    формировании умений прогнозирования
    направления протекания ОВР в растворах.
  • закрепить умения по составлению уравнений ОВР,
    протекающих в различных средах;

Задачи урока.

Познакомить учащихся ещё с одним способом
составления уравнений ОВР.

Оборудование и реактивы:

  • персональный компьютер, проектор, презентация;
  • раствор соляной кислоты и кусочки цинка,
    железные гвозди и раствор медного купороса,
    пробирки в штативе на каждом столе;
  • инструкция “Алгоритм составления уравнений
    ОВР методом электронного баланса”;
  • инструкции “Алгоритм составления уравнений
    ОВР ионно-электронным методом”;
  • таблицы: “Окислители и восстановители”.
  • Тип урока:

    усвоение новых знаний с
    применением имеющихся знаний и умений с
    последующим обобщением и систематизацией.

    Методы.

  • Словесные (беседа, объяснение).
  • Наглядные (компьютерная презентация,
    инструкции, таблицы).
  • Практические (демонстрация и выполнение
    опытов).
  • План урока.

  • Актуализация знаний.
  • Повторение основных теоретических понятий
    темы: ОВР, окислители, восстановители, процессы
    окисления и восстановления.
  • Составлению уравнений ОВР методом электронного
    баланса, его недостатки.
  • Ионно-электронный метод составления уравнений
    ОВР, его преимущества.
  • Ход урока

    1. Актуализация знаний

    .

    Окислительно-восстановительные реакции
    представляют собой единство двух
    противоположных процессов — окисления и
    восстановления. В этих реакциях число
    электронов, отдаваемых восстановителями, равно
    числу электронов, присоединяемых окислителями.
    При этом независимо от того, переходят ли
    электроны с одного атома на другой полностью или
    лишь частично, оттягиваются к одному из атомов,
    условно говорят только об отдаче или
    присоединении электронов.

    Окислительно-восстановительные процессы
    принадлежат к числу наиболее распространенных
    химических реакций и имеют огромное значение в
    теории и практике. С ними связаны процессы обмена
    веществ, протекающие в живом организме, гниение и
    брожение, фотосинтез.
    Окислительно-восстановительные процессы
    сопровождают круговороты веществ в природе. Их
    можно наблюдать при сгорании топлива, в
    процессах коррозии металлов, при электролизе и
    выплавке металлов. С их помощью получают щёлочи,
    кислоты и другие ценные продукты. Они лежат в
    основе преобразования энергии
    взаимодействующих химических веществ в
    электрическую энергию в гальванических и
    топливных элементах. Человечество давно
    пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности.
    Лишь к началу 20-го века была создана электронная
    теория окислительно-восстановительных
    процессов.

    Повторение основных теоретических
    понятий темы: ОВР, окислители, восстановители,
    процессы окисления и восстановления.

    (Слайд 4). Презентация

    Какие химические реакции относятся к
    окислительно-восстановительным, мы узнали в 8
    классе, тогда же научились составлять уравнения
    этих реакций методом электронного баланса. В
    последствии, в 9 и 10 классе, мы отмечали, что в
    любой ОВР один из участников – восстановитель
    отдает электроны, окисляется, то есть
    повышает свою степень окисления, а другой – окислитель
    принимает электроны, восстанавливается, то
    есть понижает степень окисления. Поэтому, если
    оба её участника находятся в высшей (окислители:
    КМn+7О4 + HN+5O3) или
    низшей степени окисления (восстановители: H2S-2
    + HCl-1), то реакция невозможна.. Если же
    один из участников может повысить, а другой
    понизить свои степени окисления, реакция в
    принципе возможна (HCl-1 + HN+5O3—>).

    Поэтому, прежде чем написать уравнение реакции,
    протекающей в смеси заданных веществ, нужно
    ответить на следующие вопросы:

    • Возможна ли в принципе ОВР между данными
      веществами?
    • Если да, то установить продукты реакции.
    • Подобрать коэффициенты в уравнении реакции.

    Задание №1. Определите, возможна ли в принципе
    ОВР между данными веществами? Если да, то

    определите
    восстановитель и окислитель в реакции.

    (Слайд 5)

    KMnO4 + FeS O4 + H2SO4 —> FeCl3 + HNO3
    (конц.) —>

    .P + HNO3 + Н2О —> … K2Cr2O7
    + HCl —>

    K2Cr2O7 + HNO3 —>

    Выполнение лабораторных опытов.

  • Взаимодействие раствора соляной кислоты с
    цинком;
  • Взаимодействие железного гвоздя и раствора
    медного купороса
  • Вывод

    после проведения опытов: к ОВР
    обязательно относятся все реакции замещения и
    реакции, в которых присутствуют простые
    вещества.

    2. Составление уравнений ОВР методом
    электронного баланса, его недостатки.

    Метод электронного баланса основан на
    сравнении степеней окисления в исходных и
    конечных веществах, когда известны все исходные
    вещества и продукты реакции. (Слайд 6) Этот метод
    хорошо знают и используют все учащиеся при
    расстановке коэффициентов. И данным методом
    действительно удобно пользоваться и в
    неорганической и органической химии, конечно,
    если даны полные схемы реакций.

    Алгоритм составления уравнений ОВР
    методом электронного баланса.

    (Приложение
    1)

    Работа у доски: (Слайд 7)

    1. Записать схему реакции:

    2. Определить, атомы, каких элементов изменяют
    степень окисления:

    3. Составить электронные уравнения процессов
    окисления и восстановления:

    4. Умножить полученные электронные уравнения на
    наименьшие множители для установления баланса
    по электронам:

    5. Перенести множители из электронных уравнений
    в молекулярное уравнение реакции:

    6. Проверить выполнение закона сохранения массы
    (число атомов каждого элемента в левой и правой
    части уравнения должно быть одинаковым) и, если
    требуется, ввести новые или изменить полученные
    коэффициенты:

    Вывод:

    Данным способом расстановки
    коэффициентов удобно пользоваться, если
    известны исходные вещества и продукты реакции,
    т.е. даны полные схемы реакций.

    3. Ионно-электронный метод составления
    уравнений ОВР, его преимущества.

    Если ОВР протекает в водных растворах и
    участники реакции не очевидны, то удобнее
    использовать метод электронно-ионного баланса
    (другое название – метод полуреакций). А именно
    такие схемы реакций, в которых не известны
    некоторые исходные вещества и продукты реакции,
    даны в заданиях С1 единого государственного
    экзамена. Сегодня мы познакомимся с
    особенностями протекания ОВР в водных растворах,
    научимся определять продукты реакции, используя
    специфический для таких реакций метод
    составления их уравнений. (Слайд 8).

    Метод полуреакций, или ионно-электронный метод
    составления ОВР заключается в том, что для
    окислительных и восстановительных процессов в
    отдельности записываются уравнения полуреакций.
    Затем их уравнивают отдельно, умножают на
    коэффициенты, чтобы получить общее уравнение, в
    котором соблюдены законы сохранения массы и
    заряда, и складывают. Метод на первый взгляд
    кажется громоздким, но он имеет жесткий алгоритм
    исполнения, что удобно и полезно.

    Алгоритм составления уравнения ОВР
    методом электронно-ионного баланса

    (Слайд 9) (Приложение 2):

    • Составить перечень веществ и частиц,
      присутствующих в системе до начала реакции.
    • Найти среди них окислитель и восстановитель;
      определить реакцию среды.
    • Составить уравнение полуреакции окислителя.
    • Составить уравнение полуреакции
      восстановителя.
    • Уравнять число принятых и отданных электронов.
    • Составить ионное уравнение.
    • Составить молекулярное уравнение.

    Составляя этим методом уравнений ОВР,
    необходимо учитывать следующие основные
    правила:



    1) при составлении уравнений полуреакций можно
    использовать только те вещества и частицы,
    которые присутствуют в данной системе;

    2) продуктами полуреакций могут быть только те
    вещества и частицы, которые устойчивы в данной
    системе;

    3) при составлении уравнения полуреакции
    окислителя нельзя использовать частицы
    восстановителя и, наоборот, при составлении
    уравнения полуреакции восстановителя нельзя
    использовать частицы окислителя.

    Рассмотрим взаимодействие дихромата калия К2Сг207
    с соляной кислотой. (Работа у доски)

    1. Запишим в левой части уравнения формулы
    исходных веществ.

    Для создания в растворах кислой среды обычно
    пользуются серной кислотой. Соляная и азотная
    кислоты применяются редко, так как первая (НСl)
    способна окисляться, а вторая (НNО3) сама —
    сильный окислитель.

    2. Определим окислитель и восстановитель.

    Ион Сг2072-, содержащий хром в
    его высшей степени окисления, может быть только
    окислителем. В кислой среде степень окисления
    хрома понижается — он восстанавливается в Сг3+.
    Ионы С1- могут только окисляться – он
    восстановитель.

    3. Составим схемы электронно-ионных уравнений
    полуреакций для процессов окисления и
    восстановления.

    Полуреакция окисления: 2СГ — 2е = С12.

    Полурсакция восстановления. Начинать подбор ее
    коэффициентов следует с уравнивания числа
    атомов элемента, который меняет свою степень
    окисления, в данном случае — хрома: Сг2072-—>
    2Сг3+.

    4. Проверим число атомов кислорода в каждом
    уравнении полуреакции слева и справа и уравняйте
    их. Уравниваем число атомов кислорода. Они
    превращаются в молекулы воды, степень окисления
    кислорода в которых та же, что и в Сг2072-.
    Для этого необходимо в левую часть добавить ионы
    Н+, которые заведомо имеются в растворе
    (среда кислая): Сг2072- + 14Н+ =
    2Сг3+ + 7Н20.

    Одновременно с атомами кислорода при этом
    уравнивается и число атомов водорода.

    5. Проверим число атомов каждого элемента в
    левой и правой частях схем уравнений окисления и
    восстановления.

    6. Проверим равенство сумм зарядов до и
    после реакции, в соответствии с законом
    электронейтральности — суммарное число зарядов
    продуктов реакции должно быть равно

    суммарному числу зарядов исходных веществ.

    В нашей записи суммарный заряд всех ионов слева
    +12, а справа +6, поэтому для баланса нужно добавить
    в левую часть нашего выражения 6 электронов,
    каждый из которых несет заряд — 1. В результате
    получим уравнение: Сг2072- + 14Н+
    + бе = 2Сг3+ + 7Н20.

    7. Подберем коэффициенты для окислителя и
    восстановителя
    согласно закону сохранения
    энергии (материи) — общее число электронов,
    отданных восстановителем и принятых
    окислителем, должно быть равным.

    Сг2072- + 14H+ + 6e= 2Cr3+ +
    20 1

    2С1-= С12
    3

    8. Суммируйте правые и левые части
    электронно-ионных уравнений
    , предварительно
    умножив соответствующие части на подобранные
    коэффициенты. Сг2072- + 14Н+ +
    6СГ = 2Cr3++ 7Н20 + ЗС12,

    9. Сократим подобные члены в правой и левой
    частях уравнения.

    10. Перепишем ионное уравнение.

    11. По ионному уравнению составим молекулярное,
    для этого необходимо в правой и левой частях
    уравнения каждому аниону приписать
    соответствующее число катионов, а

    каждому катиону приписать соответствующее
    число анионов. Скомпонуйте ионы в молекулы.

    В данном случае источником ионов Сг2072-
    была соль К2Сг207, поэтому с
    каждым молем Сг2072- в раствор
    попадает 2 моль ионов К+. В реакции они
    участия не принимают, поэтому в неизмененном
    виде должны перейти в правую часть. Вместе с 14
    моль ионов Н+ в раствор вносится 14 моль
    ионов СГ. Из них 6 участвует в реакции в качестве
    восстановителя, а остальные 8, как и ионы К+,
    в неизмененном виде остаются после реакции, т. е.
    дописываются в правую часть. Проделав это,
    получим:

    Сг2072- + 14Н+ + 6СГ + 2К+
    + 8С1- = 2Сг3+ + 7Н20 + ЗС12 + 2К+
    + 8С1-

    После этого можно объединить ионы в формулы
    реальных веществ:

    К2Сг207 + 14НС1 = 2СгС13 + ЗС12
    + 2КС1 + 7Н20.

    Правила уравнивания атомов
    кислорода и водорода при составлении
    полуреакций:
    (Слайд 10)

    Преимущества электронно-ионного метода:

    1. Рассматриваются реально существующие ионы:

    2. Не нужно знать все получающиеся вещества, они
    появляются при его выводе.

    3. При использовании этого метода нет
    необходимости определять степени окисления
    атомов отдельных элементов, что особенно важно в
    случае ОВР, протекающих с участием органических
    соединений, для которых подчас очень сложно
    сделать это.

    4. Этот метод дает не только сведения о числе
    электронов, участвующих в каждой полуреакции, но
    и о том, как изменяется среда.

    5. Сокращенные ионные уравнения лучше передают
    смысл протекающих процессов и позволяют делать
    определенные предположения о строении продуктов
    реакции.

    6. Видна роль среды как активного участника
    всего процесса.

    Самостоятельная работа (15 мин.): (Слайды 11, 12, 13, 14)

    Закрепление.

    Составьте уравнение одной из 2
    предложенных ОВР ионно-электронным методом или
    методом электронного баланса.

    KMnO4 + FeSO4 + H2SO4—> Fe2(SO4)3
    + …

    CrCl3 + Br2 + КОН > К2CrO4 + KBr +

    (Анализ самостоятельной работы показал, что с
    работой справились все учащиеся, отдавая
    предпочтение ионно-электронному методу подбора
    продуктов реакции и коэффициентов).

    Вывод: Если в ОВР не указаны продукты реакции,
    то удобнее использовать метод
    электронно-ионного баланса, который позволяет
    подобрать их, используя четкий алгоритм
    исполнения, что удобно и полезно.

    Домашнее задание:

    (Слайд 15, 16)

    Задание 2

    . Используя метод электронного
    баланса (или метод электронно-ионного баланса),
    составьте уравнения любых 3 реакций.

    Определите окислитель и восстановитель.

    K2Cr2O7 + HCl —> Cl2 + KCl + … + …

    KMnO4 + H2S + H2SO4 —> Mn SO4
    + S + …+ …

    KMnO4 + … —> Cl2 + MnCl2 + … + …

    H2S + HMnO4 —> S + MnO2 + …

    KMnO4 + KBr + H2SO4 —> MnSO4 + Br2
    + … + …

    Вывод по итогам занятия: Учащиеся
    проявляют повышенный интерес к данной теме, они
    осознают важность и необходимость владения
    рассмотренным материалом, понимают, что
    полученные знания помогут им успешно выполнить
    задания ЕГЭ.

    Анализ самостоятельной работы показал, что с
    работой справились все учащиеся, отдавая
    предпочтение ионно-электронному методу подбора
    продуктов реакции и коэффициентов.

    Используемые информационные источники:

  • Л.С. Гузей. Материалы курса “Фундаментальные
    понятия общей химии в школьном курсе”. Лекции 1-8.
    М.: Педагогический университет “Первое
    сентября”, 2006.
  • Н.Б. Сухоржевская. Применение метода
    полуреакций в органической химии..//Приложение к
    газете “Первое сентября”, Химия .№ 20, 1996 г.
  • http://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov/18.html
  • http://cor.edu.27.ru/dlrstore/0000002e-1000-4ddd-97d5-460046642032/2109440o2.pdf
  • http://e-ypok.ru/ege_chemistries_c1
  • http://c-vs.edusite.ru/DswMedia/sistemarabotyi.doc
  • http://festival.1september.ru/articles/500378
  • Приложение 3




    Следующий: