Методика составления окислительно-восстановительных реакций

Занятие 54

Тема. ОВР Методика составления окислительно-восстановительных реакций, и определения окислителя и восстановителя

Цель: познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степени окисления элементов, образующих реагирующие вещества и продукты реакции (ОВР);

Задачи занятия:

Обучающие:

1.Установить классификацию химических уравнений и их особенностей.

2. Отработать метод электронного баланса

3. Продолжить решение комплексных расчетных задач

Развивающие

• Способствовать развитию умений учащихся выделять главное, сопоставлять факты, анализировать, высказывать свою точку зрения и отстаивать её по проблеме занятия, а также развитию логического мышления.

Воспитательные

• Продолжить формирование причинно-следственной зависимости между строением и степенью окисления элементов.

• Технические средства и оборудование: таблицы: «Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева», «Физико-химические величины и постоянные», «Растворимость солей, кислот и оснований в воде», «Электроотрицательность химических элементов», «Ряд электроотрицательности неметаллов», «Ряд напряжений металлов», компьютер (ноутбук), слайды по теме «Окислительно-восстановительные реакции».

Методическое обеспечение

Конспект занятия, раздаточный материал, тесты с заданиями для самопроверки, отпечатанные условия задач для самостоятельной работы.

Формы учебной деятельности: коллективная и индивидуальная.

План занятия

I. Организационный момент

II. Актуализация знаний учащихся

Повторение классификации химических реакций по различным признакам.

III. Изучение нового материала

IV. Решение задач

Решение упражнений по составлению ОВР методом электронного баланса.

V.Закрепление материала

Расстановка коэффициентов методом ЭБ .Решение расчетных задач

VI. Обобщение. Подведение итогов занятия.

Ход занятия

I. Организационный момент

II. Актуализация знаний учащихся

Повторение классификации химических реакций по различным признакам.

Вопросы обучающимся:
- Какой самый главный отличительный признак определяет химическое явление или химическую реакцию?

Ответ: Образование новых веществ, отличающихся от старых свойствами, строением и составом.

-Вспомните разные признаки, а потому и разные классификации химических реакций, которые имеют место в химии.

Ответ:
По типу и составу реагирующих и образующихся веществ реакции бывают:

• соединения

• разложения

• замещения

• обмена

По агрегатному состоянию веществ различают реакции:

• гомогенные

• гетерогенные

По типовому эффекту реакции делятся на:

• экзотермические

• эндотермические

По использованию катализатора выделяют реакции:

• каталитические

• некаталитические

По направлению различают реакции:

• обратимые

• необратимые

III. Изучение нового материала

Выполните задание 1:

Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H₂S, O₂, NH₃, HNO₃, Fe, K₂Cr₂O₇

_{Выполните задание 2.}

Запишите уравнение: сульфата меди () со щелочью и взаимодействие этой же соли с железом и запишем их молекулярные уравнения:

1.CuSO₄ +2 NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄
2.CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

Теперь расставим степени окисления элементов для каждой формулы исходных веществ и продуктов реакции:

Cu⁺²S⁺⁶ O₄^-2 +2Na⁺¹O^-2H⁺¹ = Cu⁺² (O^-2H⁺¹)₂ + Na₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2
Cu⁺²S⁺⁶O₄^-2 + Fe⁰ = Fe⁺²S⁺⁶O₄^-2 + Cu⁰

Сравните обе реакции и найдите отличие по степени окисления элементов.
Ответ: в первом случае степень окисления элементов не изменилась, а во второй изменились у меди и железа.

Как называются такие реакции?

Реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.

_{Просмотрите и изучите содержание 2-6}

- Как можно сформулировать определение окисления и восстановления?

- Какие процессы можно пронаблюдать на примере данных реакций?

• Что же произошло с элементами, изменившими свои степени окисления?
  Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами. Степень окисления при этом понижается.
  Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, т.е. восстанавливаясь:
  Cl⁰ + 1ē → Cl^-1
  Атом хлора хлорид-ион
  S⁰ + 2ē → S^-2
  Атом серы сульфид-ион
  Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, которые при этом превращаются в атомы:
  Cu⁺² + 2ē → Cu
  Ион меди (II) атом меди
  Fe⁺³ + 3ē → Fe⁰
  Ион железа (III) атом железа
  Принимать электроны могут и положительные ионы, у которых при этом степень окисления понижается:
  Fe⁺³ + 1ē → Fe⁺²
  Ион железа (III) Ион железа (II)
  Sn⁺⁴ + 2ē → Sn⁺²
  Ион олова (IV) ион олова (II)
  
  Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называют окислителями.
  Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами. Например, атомы металлов, теряя электроны, превращаются в положительные ионы, т.е. окисляются:
  Na⁰ - 1ē → Na⁺¹
  Атом натрия ион натрия
  Al⁰ - 3ē → Al⁺³
  Атом алюминия ион алюминия
  Отдавать электроны могут отрицательные ионы:
  Cl^-1 - 1ē → Cl⁰
  Хлорид-ион атом хлора
  S^-2 - 2ē → S⁰
  Сульфид-ион атом серы
  Терять электроны могут и некоторые положительные ионы с низшими степенями окисления:
  Cu⁺¹ - 1ē → Cu⁺²
  Ион меди (I) ион меди (II)
  Fe⁺²- 1ē → Fe⁺³
  Ион железа (II) ион железа (III)
  Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.

После просмотра слайдов рекомендуется для записи( если дети это хорошо усвоили просто идет повторение):

• Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называют восстановителями.

• Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот, т.е. окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления.

• В ОВР число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т.е. соблюдается электронный баланс. Метод электронного баланса применяют для записей электронных уравнений процессов окисления-восстановления.

Как вы помните, в реакциях с металлами две кислоты - HNO₃ любой концентрации и H₂SO_4(конц.), - ведут себя не так, как другие кислоты: они взаимодействуют с металлами, невзирая на их положение в ряду напряжений, при этом никогда не образуют привычного H₂, а дают другие продукты.
Сравним взаимодействие HCl с Zn и HNO₃ с Cu:
1) HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂
2H⁺¹Cl^-1 + Zn⁰ = Zn⁺²Cl₂^-1+ H₂⁰ (уравнение записывают и разбирают самостоятельно)

2H⁺¹ + 2ē → H₂⁰ окислитель восстановление
Zn⁰ - 2ē → Zn⁺² восстановитель окисление

2) HNO₃ + Cu → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

H⁺¹N⁺⁵O^-2 + Cu⁰ → Cu⁺²(N⁺⁵O₃^-2)₂ + NO + H₂⁺¹O^-2
N⁺⁵ + 3ē → N⁺² 2
Cu⁰ - 2ē → Cu⁺² 3
Запишем коэффициент 3 перед Cu и перед формулой нитрата меди (II), в котором Cu⁺², так как с такими значениями степеней окисления медь встречается по одному разу. Коэффициент 2 запишем только перед формулой вещества с N⁺², так как это значение степени окисления для азота в схеме реакции встречается только один раз, а вот перед HNO₃ коэффициент 2 не запишем, ибо N⁺⁵ встречается еще раз в формуле Cu(NO₃)₂.
Наша запись примет вид:
HNO₃ + 3Cu → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + H₂O
Уравниваем число атомов азота, перед HNO₃ запишем коэффициент 8:
8HNO₃ + 3Cu → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + H₂O
И уравняем число атомов водорода:
8HNO₃ + 3Cu → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Проверяем правильность расстановки коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода, после чего можно заменить в уравнении стрелку на знак равенства:
8HNO₃ + 3Cu = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O
Зная формулу вещества и определив степени окисления атомов химических элементов в нем, нетрудно предсказать, какие свойства будут проявлять каждый элемент и вещество в целом: окислительные или восстановительные.
Приведем примеры важнейших восстановителей и окислителей.
Восстановители: активные металлы, водород, уголь, оксид углерода (II) CO, сероводород H₂S, аммиак NH₃ и.т.д.
Окислители: кислород, галогены; азотная и серная кислоты, перманганат калия KMnO₄ и др.

V. Закрепление материала

Расстановка коэффициентов методом ЭБ ( перечень уравнений для самостоятельной работы)

Решение расчетных задач (условия задач на каждого ученика)

VI. Обобщение. Подведение итогов занятия.

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.