Глава 1. Степень окисления

При химических реакциях происходит разрыв одних и образование других химических связей. Валентные электроны при этом часто переходят от одного атома к другому. Это происходит, например, при образовании хлорида натрия по реакции натрия с хлором:

2Nа + Cl₂ = 2NaCl.

На одном из этапов этой реакции атомы натрия отдают электроны, а атомы хлора их принимают, то есть происходит переход электронов от атомов натрия к атомам хлора с образованием ионов:

Na - 1е- = Na;

Cl + 1е- = Cl.

Эти процессы носят названия " окисление" и " восстановление".
Окисление - процесс, при котором атомы теряют электроны.
Восстановление - процесс, при котором атомы принимают электроны.
Натрий при образовании хлорида натрия окисляется (теряет электроны), а хлор восстанавливается (принимает электроны). При этом хлор является окислителем, а натрий - восстановителем.

Но не всегда электроны при химических реакциях полностью переходят от одного атома к другому. Например, при образовании воды из водорода и кислорода

2H₂ + O₂ = 2Н₂О

электроны образующейся полярной ковалентной связи Н- O лишь частично переходят от атомов водорода к атомам кислорода.
Для характеристики состояния атома после полной или частичной потери одного или нескольких электронов или их приобретения используется величина, называемая степенью окисления (С/О). Можно дать два определения этой величины.

Итак, степень окисления - это условный заряд атома (условие - в определении).
Степень окисления обозначается римскими цифрами со знаком перед ними: +I, - II, +VIII, - III и так далее.

Определим степени окисления атомов в молекуле воды. При этом для указания, к какому из атомов мы в соответствии с определением полностью сместим электроны, будем использовать круглые скобки:

У изолированного атома кислорода было 6 валентных электронов, стало 8 валентных электронов, следовательно, степень окисления кислорода 6 - 8 = - II.

У изолированного атома водорода был 1 валентный электрон, стало 0 валентных электронов, следовательно степень окисления атома водорода 1 - 0 = +I.

Точно так же можно определить степени окисления атомов в молекуле пероксида водорода H₂O₂, но здесь электроны неполярной связи О-O нужно разделить между атомами кислорода:

О:	было 6е-	Н:	был 1е-
	стало 7е-		стало 0е-
	С/О(О) - I		С/О(Н) +I

В бинарных ионных соединениях все связи между атомами ионные, и, следовательно, степени окисления атомов равны зарядам их простых ионов.
Высшая степень окисления атома элемента равна номеру группы, в которой находятся данный элемент в системе элементов. Это следует из того, что атом может отдать (полностью или частично) только свои валентные электроны, а их число у него как раз и равно номеру группы. Так, высшая степень окисления калия равна +I, алюминия +III, углерода +IV, хлора +VII и так далее.

Низшая степень окисления атома элемента равна номеру группы минус 8 и не может быть по абсолютной величине больше четырех. Это связано с тем, что атом может принимать электроны (полностью или частично) только на валентные подуровни, стремясь дополнить свою электронную конфигурацию до конфигурации благородного газа. Так, низшая степень окисления азота равна - III, кислорода - II, хлора - I и так далее.

Зная степени окисления атомов и помня о электронейтральности веществ, легко составлять простейшие формулы соединений, даже не зная, каков в них характер химических связей (ограничение: все атомы каждого из элементов должны быть в одной и той же степени окисления). Примеры:

1) Na и О: Na^+I O^-II Na₂O;

2) Р и С1: Р^+V С1- ^I PCl₅;

3) Cl и О: Cl^+VII O- ^II Cl₂O₇;

4) Н и S: Н^+I S- ^II H₂S;

5) Н и Ca: H- ^I Ca^+II CaH₂.

Если в сложном веществе известны степени окисления атомов всех элементов кроме одного, то, зная формулу этого соединения (простейшую или молекулярную), можно определить степень окисления атомов и последнего из элементов. Примеры:

1) Fe^+IIS₂ S- ^I

2) Al₂O- ^II₃ Al^+III

3) Be^+II₂C C- ^IV

4) H^+I₃AsO- ^II₄ As^+V

5) CO- ^IICl^+II₂ C^+IV

6) K^+I₂Cr₂O- ^II₇ Ю Cr^+VI

Обозначение степени окисления атома при символе элемента занимает место правого верхнего индекса, но в формуле сложного вещества - может ставиться и над символом соответствующего элемента.

Уметь определять степень окисления атома в сложном веществе особенно важно в тех случаях, когда атомы элементов могут иметь несколько степеней окисления, например:

H^+I₂S S- ^II; SO- ^II₂ S^+IV; SO- ^II₃ S^+VI.

Если в аналогичных соединениях атомы одного элемента имеют разную степень окисления, то ее обозначение используется в названиях этих сложных веществ (более подробно об этом в следующей главе):

Fe₂O₃ - оксид железа(III) и FeO - оксид железа(II);

PCl₃ - хлорид фосфора(III) и PCl₅ - хлорид фосфора(V).

В этом случае знак " +" в обозначении степени окисления не ставится.

Глава 2. Развитие логического мышления при изучении окислительно-восстановительных реакций в курсе химии для 8 класса

Развитие логического мышления - процесс, включающий в себя весь ход обучения химии на протяжении четырех лет: с 8-го по 11-й класс. Покажем, как мы делаем это, на примере формирования у учащихся знаний об окислительно-восстановительных реакциях (ОВР) на разных этапах обучения.

Изучив строение атома, переходим к изучению валентности и степени окисления (с. о.). Даем определение этого понятия, его обозначение арабскими цифрами над химическими знаками, называем, какие бывают значения степени окисления (нулевые, положительные, отрицательные). Затем, исходя из строения атома, начинаем рассматривать, какие степени окисления могут быть характерны для данного химического элемента.

Взяв химические элементы, проявляющие разные по знаку степени окисления, и учитывая их различную электроотрицательность (ЭО), учащиеся делают заключение о возможности объединения атомов этих элементов в молекулу и таким образом узнают о химической формуле. Например:

Поскольку кислород более электроотрицателен, чем водород, то он будет проявлять с. о. = -2 и стоять в формуле молекулы на втором месте:

Далее на уроке «Химические формулы», разобрав все, что характеризует химическую формулу, рассматриваем определение степеней окисления атомов по формулам бинарных соединений, например в H₂S.
Рассмотрев строение атомов водорода и серы, учащиеся делают вывод о большей ЭО атома серы, проверяют его по ряду электроотрицательности и объясняют этим то, что сера стоит в формуле на втором месте и проявляет степень окисления, обозначаемую знаком минус (т.е. отрицательную). Сера оттягивает на себя недостающие до завершения внешнего энергетического уровня два электрона от двух атомов водорода и проявляет с. о. = -2, а водород - с. о. = +1:

Затем учащиеся выполняют ряд упражнений по определению степеней окисления в бинарных соединениях по химическим формулам. На этом же уроке объясняем принцип составления формул по степеням окисления атомов.

Сначала по строению атомов разбираем возможные значения ЭО, сверяем их с рядом электроотрицательности и ставим атомы химических элементов на первое и второе место в формуле. Обсуждаем степени окисления, находим для них наименьшее общее кратное и затем, разделив его на степень окисления каждого элемента, записываем индексы в формуле. Например, можно предложить составить формулу молекулы, состоящей из атомов алюминия и кислорода:

1) Al и О - кислород более электроотрицателен, чем алюминий;

2) - у алюминия на внешнем энергетическом уровне три электрона, он их отдает, проявляя с. о. = +3;

3) - у кислорода на внешнем энергетическом уровне шесть электронов, он притягивает два электрона, проявляя с. о. = -2;

4) (6) - наименьшее общее кратное равно шести;

5) - вставление индексов в формулу.

Понятие об ОВР дается в ознакомительном плане при изучении типов химических реакций. Рассматриваем тип реакций и разбираем процесс с точки зрения электронной теории. Вводим понятие об окислителе и восстановителе, окислении и восстановлении. Предлагаем два способа расстановки коэффициентов в уравнениях химических реакций, идущих с изменениями степеней окисления атомов химических элементов:

1) подбор коэффициентов;

2) использование электронного баланса.

На следующем уроке главное внимание уделяем формированию умений в нахождении коэффициентов в уравнениях ОВР с использованием электронного баланса. Как известно, в школьной практике утвердился метод составления электронных уравнений при оформлении электронного баланса:

Существует и другой способ, при котором число принятых и отданных электронов записывается непосредственно под символами окислителя и восстановителя:

При изучении окислительно-восстановительных процессов учащимся необходимо овладеть умением расстановки коэффициентов. Для успешного овладения этим необходимы такие умения, как:

а) химические (умения определять степени окисления атомов элементов в формулах соединений, распознавать окисление и восстановление по изменениям степеней окисления в ходе реакции, подсчитывать число электронов, оттянутых от восстановителя и притянутых к окислителю, и др.);

б) математические (умение находить наименьшее общее кратное, дополнительные множители и др.);

в) логические (умение выделить из множества признаков существенные, находить общее в конкретном, сравнивать, классифицировать явления и т.д.).

Приобретение навыков в составлении электронного баланса и умений его объяснить начинаем с тренинга на простых уравнениях ОВР: соединения, разложения, замещения.

Если все-таки учащийся выбирает метод подбора коэффициентов, отбросив пока метод, связанный с использованием электронного баланса, мы не препятствуем этому, т.к. у него впереди темы «Кислород» и «Водород», где он будет вынужден научиться расстановке коэффициентов с помощью электронного баланса.

Глава 3. Методика составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Учащимся предлагаем рассмотреть отношение оксида марганца (IV) -- пиролюзита -- к соляной кислоте в чисто теоретическом плане с тем, чтобы далее это проверить и экспериментально:

(опорная запись, которая фиксируется на доске и в тетрадях). Могут ли данные вещества вступить в реакцию? Изученное ранее позволяет учащимся дать отрицательный ответ и аргументировать его тем, что кислотные оксиды не реагируют с кислотами. Здесь нужно сказать учащимся, что теперь, когда изучены окислительно-восстановительные реакции, важно для верного ответа проанализировать отношение между взаимодействующими веществами с позиции возможности окисления-восстановления.

Теперь приступаем к самому главному -- логическому анализу по выявлению потенциальных окислителей и восстановителей. В процессе обсуждения выявляют потенциальные окислители и восстановители, учитель на доске, а учащиеся в тетрадях постепенно приходят к такой записи (дана в окончательном виде):

Окислитель (потенциальный): Мп⁺⁴, Н⁺.

Восстановитель (потенциальный): Мп⁺⁴, О^-2, CI.

Вся логика рассуждения подчинена следующей схеме (см. схему 1), где Н -- настоящее, Я -- прошлое, Б -- будущее. Анализ ведем последовательно -- слева направо -- так, как расположены химические элементы. Теперь переходим к обсуждению.

Логический анализ

Мп⁺⁴: что это значит? Что марганец когда-то был нейтральным атомом (1). Что произошло? Марганец окислился (2] -- отдал четыре электрона, превратился в Мп⁺ . Задаем попутный вопрос (3): может ли марганец еще отдавать электроны? Да, ибо марганец -- элемент побочной подгруппы VII группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, следовательно, марганец -- потенциальный восстановитель. Задаем встречный вопрос (4): а может ли Мп⁺⁴ принимать электроны? Такая возможность есть, следовательно, марганец и потенциальный окислитель. (На первом этапе работы с учащимися все вопросы надо задавать обязательно, только впоследствии эти вопросы учащиеся задают не вслух, а про себя.)

Это значит, что кислород когда-то был нейтральным атомом. Что произошло? Кислород восстановился, приняв два электрона (это возвращает нас в «настоящее».) Может ли кислород еще принимать электроны? Нет, так как это элемент главной подгруппы VI группы, на его внешней электронной оболочке -- шесть электронов, предвнешняя -- завершена; приняв два электрона, атом кислорода завершил свою внешнюю оболочку, превратившись в ион О^-. А может ли ион кислорода отдавать электроны? Чужие -- да, свои -- только фтору, следовательно, кислород не может быть окислителем, он -- потенциальный восстановитель. Учащиеся вписывают кислород в строку «восстановитель».

Н ⁺ : водород (учитывая конкретность обсуждения, называется элемент, а не его состояние, вполне фиксированное) был нейтральным атомом, отдал один электрон, превратился в положительный ион. Может ли водород еще отдавать электроны? Нет, это был его единственный электрон. А может ли водород присоединять электроны? В принципе -- да, и не только свой, но и один чужой -- до оболочки атома инертного элемента гелия. Важно, чтобы разговор охватывал широкий аспект вопросов, хотя он и преследовал вполне конкретные цели. Делаем вывод о том, что водород -- потенциальный окислитель.

С1~: хлор был нейтральным атомом. Приняв один электрон, превратился в хлорид-ион. Может ли он еще принимать электроны? Нет, что следует из его места в периодической системе, следовательно, ион хлора не может быть окислителем. А может ли он отдавать электроны? Итак, выявлены все потенциальные окислители и восстановители; но какие из ионов выступят в этой роли? Проводим сравнительный анализ, принимая во внимание три фактора: радиус иона, заряд иона и электроотрицательность элемента.

Строка «окислитель». Рассуждаем так: радиус иона водорода, конечно, меньше радиуса иона марганца, но зато заряд иона марганца в четыре раза больше заряда иона водорода (предупреждаем, что все это, фактически, грубые приближения), поэтому ион марганца и будет окислителем. Из числа окислителей вычеркивается ион водорода и одновременно ион марганца -- из числа восстановителей.

Строка «восстановитель». Здесь решающим фактором является электроотрицательность, которой, в свою очередь, зависит от радиуса атома. Оба элемента практически находятся в конце своих периодов, но кислород -- во втором периоде, поэтому он более электроотрицателен, следовательно, сильнее будет удерживать электроны, чем хлор. Таким образом, ион хлора -- восстановитель.

Предварительный вывод:

Возникают вопросы: сколько электронов будет принято, сколько отдано, т. е. фактически, какие частицы получатся в результате окисления и восстановления? Рассматриваем строение атома марганца на основании его положения в периодической системе и начинаем с атома скандия -- элемента, в котором впервые идет заполнение внутреннего, а не внешнего электронного слоя: Мп: 2, 8, 8+5, 2.

Допустим, что марганец примет все электроны, которые когда-то отдал. Тогда образуются нейтральные атомы этого металла, следовательно, дальнейшее присоединение электронов невозможно. Вместе с тем нейтральные атомы окажутся в кислой среде, где немедленно произойдет реакция:

Причем марганец отдаст только свои внешние электроны, т. е. приобретет минимальную степень окисления. Это и требовалось доказать. Но в этом процессе никогда не образуется газообразный водород. Дело в том, что атомарный водород -- великолепный восстановитель, а здесь он оказывается в поле действия положительного Нона с большим положительным зарядом, поэтому будет иметь место процесс:

Вопрос с окислением хлора решается проще: хлор как элемент с высокой электроотрицательностью отдаст чужой электрон, свои он будет удерживать. Далее немедленно произойдет образование молекулы хлора:

Тогда снимается вопрос, поставленный выше:

А каков полный состав продуктов реакции? Ион марганца может соединиться или с ионом кислорода, или с ионом хлора. У учащихся может возникнуть мысль: ион хлора -- восстановитель, следовательно, ион марганца соединится с ионом кислорода и образует оксид. Тогда надо сказать учащимся: пусть будет так, но оксид марганца (II) -- основной оксид, поэтому последует т. е. получится все же хлорид марганца, а не оксид, и, следовательно, часть кислоты пойдет на связывание ионов марганца, а часть ее -- на окислительно-восстановительный процесс. Ионы водорода и кислорода дадут воду:

Мп⁺²: это значит, что марганец в прошлом был нейтральным атомом; отдав семь электронов, превратился в ион Мп⁷⁺. Может ли он еще отдавать электроны? А может ли он принимать электроны? Да, от одного до семи. Сколько же он в данном случае реально примет? Пока это не имеет значения.

Остальные элементы не описываем, ибо идет повторение уже сказанного

Окислители (потенциальные): К+, Мп⁺⁷, Н⁺,

Восстановители (потенциальные): О^-2, CI^-1.

Новый нюанс вносит ион калия. Можно следовать традиционной логике: радиус атома и иона велик, а заряд иона -- маленький, в то же время заряд иона марганца значительно выше. Поэтому окислителем будет марганец. Но следует рассмотреть и иной аспект. Допустим, ион калия восстановится -- превратится в нейтральный атом, но затем немедленно произойдет его окисление ионами водорода, т. е. ни в водной среде, ни тем более в кислой среде активные металлы восстановить невозможно, восстановить их можно только «сухим» путем.

Все остальное учащимся уже известно, и прежде всего то, что в кислой среде ион марганца восстанавливается до двухвалентного состояния (Не мешает проинформировать учащихся, что существует еще нейтральная, щелочная среда и в этих случаях продукты реакций будут другими), . В результате обсуждения можно записать:

Не совсем ясна картина с продуктами реакции, ибо нужно определить «судьбу» иона калия. Все события, которые могли бы иметь место, если бы ион калия соединился с кислородом, можно представить схемой:

На таких заданиях можно проверять творческие способности учащихся, знание ими фактического материала, умение логически мыслить. Вместе с тем важно учитывать и способности учащихся. Одни учащиеся получают задания без альтернативы (например, Ca + N₂= ?), а другие -- такие задания, в которых нужно сделать выбор, и этот выбор должен быть правильный (например, Fe + Cl₂ = ?, или Fe + HCl= ?). В первом случае условия окисления жёсткие, во втором -- нет: будут получаться соответственно хлориды трехвалентного и двухвалентного железа. Как видно, это несложные примеры. Уровень их сложности -- основной ориентир, особенно при выходе за пределы упражнений учебников, а то и программы.

Учащимся можно предложить исследование процессов обжига карбоната кальция. Карбоната железа (II), сульфида цинка, сульфида железа (II). В первом случае, оказывается, кислород не нужен (одна из традиционных ошибок учащихся), ибо кальций и углерод находятся в окисленном состоянии, т. е. не могут быть восстановителями, но они также не могут быть и окислителями, так как кислород наиболее электроотрицателен. Во втором случае логика исследования показывает, что только железо может далее окисляться, а кислород -- восстанавливаться. В третьем случае окисляться может только сера, но вот вопрос: до какого состояния (четырехвалентного, щестивалентного, а то и до нейтрального атома)? Уже ставился вопрос о том, может ли полученное вещество «выжить» в данной среде; теперь уместно поставить вопрос: все ли вещества стабильны при данных температурных условиях? Оказывается, оксид серы (VI) не может существовать при температуре обжига; образующийся оксид серы (VI) восстанавливается до оксида серы (IV); выясняется, что данный процесс является суммарным. Когда учащиеся усвоили, что сера может окисляться максимум до четырехвалентного состояния, можно рассматривать четвертую ситуацию: здесь уже два восстановителя; но как Прогнозировать этот процесс? Окислители: Fe⁺², 6°; Восстановители: Fe⁺², S^-2.

Окислителем может быть только кислород как более электроотрицательный элемент, тогда железо должно быть в группе восстановителей. Как же сделать выбор восстановителя? Условия окисления жесткие, а железо окисляется даже в нежестких условиях; кислород же, как более электроотрицательный элемент, окислит и серу

зоне на атомарный водород и азот. Атомы азота образуют молекулу азота, а водород в момент образования восстанавливает медь. Возвращаясь к исходной мысли, определяем, что восстановителем будет азот, менее электроотрицательный в сравнении с кислородом.

Очевидно, что мы не абсолютизируем наш подход, но, как показывает опыт, он, будучи по своему характеру методом поиска истины, дает вполне качественные результаты обучения.

Глава 4. Методические разработки по теме: "Окислительно-восстановительные реакции"

Цель урока: Обобщить, систематизировать и расширить знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях, важнейших окислителях и продуктах их восстановления.

Задачи:

1. Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

2. Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости от активности металлов, концентрации кислот и реакции среды раствора.

3. Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца.

4. Показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.

5. Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.

Ход урока

1. Организационный момент

Учитель: Добрый день! Хорошего вам настроения!

Тема нашего урока: «Окислительно - восстановительные реакции» (Приложение 1, слайд 1)

Окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Важнейшие процессы на планете связаны с этим типом химических реакций. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу XX века была создана электронная теория окислительно - восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные положения этой теории, метод электронного баланса, научиться составлять уравнения химических реакций, протекающих в растворах, и выяснить от чего зависит механизм таких реакций.

2. Повторение и обощение изученного ранее материала

Учитель: Для вас тема ОВР не нова, она проходит красной нитью через весь курс химии. Поэтому предлагаю повторить некоторые понятия и умения по данной теме.

Первый вопрос: «Что такое степень окисления?». Без этого понятия и умения расставлять степени окисления химических элементов не возможно рассмотрение данной темы.

Ученик: Степень окисления - это условный заряд атома химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равняться нулю, что зависит от природы соответствующих соединений.

Одни элементы имеют постоянные степени окисления, другие -- переменные.

Например, к элементам с постоянной положительной степенью окисления относят щелочные металлы: Li⁺¹, Na⁺¹, K⁺¹, Rb⁺¹, Cs⁺¹, Fr⁺¹, следующие элементы II группы периодической системы: Ве⁺², Mg⁺², Ca⁺², Sr⁺², Ва⁺², Ra⁺², Zn⁺², а также элемент III А группы - А1⁺³ и некоторые другие. Металлы в соединениях всегда имеют положительную степень окисления.

Из неметаллов постоянную отрицательную степень окисления (-1) имеет F.

В простых веществах, образованных атомами металлов или неметаллов, степени окисления элементов равны нулю, например: Na°, Al°, Fe°, Н₂, О₂, F₂, Cl₂, Br₂.

Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н₂0), -1 (NaH).

Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н₂0), -1 (Н₂О₂), +2 (OF₂).

Следует помнить, что в целом молекула электронейтральна, поэтому в любой молекуле алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, а в сложном ионе - заряду иона.

Например, рассчитаем степень окисления хрома в дихромате калия K₂Cr₂O₇.

1. Степень окисления калия +1, кислорода -2.

2. Подсчитаем число отрицательных зарядов: 7 * (-2) = -14

3. Число положительных зарядов должно быть + 14. На калий приходится два положительных заряда, следовательно, на хром - 12.

4. Так как в формуле два атома хрома, 12 делим на два: 12 : 2 = 6.

5. + 6 - это степень окисления хрома.

Проверка: алгебраическая сумма положительных и отрицательных степеней окисления элементов равна нулю, молекула электронейтральна.

Учитель: Самостоятельная работа № 1 по инструктивной карте: пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: MnO₂, H₂SO₄, K₂SO₃, H₂S, KMnO_4. (Приложение 2).

Учитель: Что же представляют собой окислительно - восстановительные реакции с точки зрения понятия «степень окисления химических элементов»? (слайд 2)

Ученик: Окислительно - восстановительные реакции - это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления и, как правило, изменяются степени окисления элементов.

Рассмотрим процесс на примере взаимодействия цинка с разбавленной серной кислотой:

При составлении этого уравнения используется метод электронного баланса. Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции. Основное требование при составлении уравнений этим методом: число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов.

1. Окислительно - восстановительные реакции - это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.

2. Окисление - это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.

3. Восстановление - это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.

4. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.

5. Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.

6. Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.

7. Окислительно - восстановительные реакции - единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.

Учитель: Самостоятельная работа № 2 по инструктивной карте: методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно -восстановительной реакции:

MnO₂ + H₂SO₄ > MnSO₄ + O₂ + H₂O (2MnO₂ + 2H₂SO₄ > 2MnSO₄ + O₂ +2H₂O)

(Приложение 2).

Учитель: Однако научиться находить коэффициенты в ОВР еще не значит уметь их составлять. Нужно знать поведение веществ в ОВР, предусматривать ход реакций, определять состав образующихся продуктов в зависимости от условий реакции.

Ученик: Для того чтобы разобраться, в каких случаях элементы ведут себя как окислители, а в каких - как восстановители, нужно обратиться к периодической системе Д.И.Менделеева. Если речь идет о простых веществах, то восстановительные свойства должны быть присущи тем элементам, которые имеют больший по сравнению с остальными атомный радиус и небольшое (1 - 3) число электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому они могут сравнительно легко их отдавать. Это в основном металлы. Наиболее сильными восстановительными свойствами из них обладают щелочные и щелочноземельные металлы, расположенные в главных подгруппах I и II групп (например, натрий, калий, кальций и др.).

Наиболее типичные неметаллы, имеющие близкую к завершению структуру внешнего электронного слоя и значительно меньший по сравнению с металлами того же периода атомный радиус, довольно легко принимают электроны и ведут себя в окислительно-восстановительных реакциях как окислители. Наиболее сильными окислителями являются легкие элементы главных подгрупп VI - VII групп, например фтор, хлор, бром, кислород, сера и др.

Вместе с тем надо помнить, что деление простых веществ на окислители и восстановители так же относительно, как и деление на металлы и неметаллы. Если неметаллы попадают в среду, где присутствует более сильный окислитель, то они могут проявлять восстановительные свойства. Элементы в разных степенях окисления могут вести себя по-разному.

Если элемент имеет свою высшую степень окисления, то он может быть только окислителем. Например, в HN⁺⁵O₃ азот в состоянии + 5 может быть только окислителем и принимать электроны.

Только восстановителем может быть элемент, находящийся в низшей степени окисления. Например, в N^-3Н₃ азот в состоянии -3 может отдавать электроны, т.е. является восстановителем.

Элементы в промежуточных положительных степенях окисления могут, как отдавать, так и принимать электроны и, следовательно, способны вести себя как окислители или восстановители в зависимости от условий. Например, N⁺³, S⁺⁴ . Попадая в среду с сильным окислителем, ведут себя как восстановители. И, наоборот, в восстановительной среде они ведут себя как окислители.

По окислительно - восстановительным свойствам вещества можно разделить на три группы:

1. окислители

2. восстановители

3. окислители - восстановители

Учитель: Самостоятельная работа № 3 по инструктивной карте: в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO₂ проявляет свойства окислителя, а в какой - свойства восстановителя:

1. 2MnO₂ + O₂ + 4KOH = 2K₂MnO₄ + 2H₂O (MnO₂ - восстановитель)

2. MnO₂ + 4HCI = MnCI₂ + CI₂ + 2H₂O (MnO₂ - окислитель) (Приложение 2).

3. Углубление и расширение знаний

Важнейшие окислители и продукты их восстановления

1. Серная кислота - Н₂SO₄ является окислителем

А) Уравнение взаимодействия цинка с разбавленной Н₂SO₄ (слайд 3)

Какой ион является окислителем в данной реакции? (H⁺)

Продуктом восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, является H₂.

Б) Рассмотрим другую реакцию - взаимодействие цинка с концентрированной Н₂SO₄ (слайд 4)

Какие атомы меняют степень окисления? (цинк и сера)

Концентрированная серная кислота (98%) содержит 2% воды, и соль получается в растворе. В реакции участвуют фактически сульфат - ионы. Продуктом восстановления является сероводород.

В зависимости от активности металла продукты восстановления концентрированной Н₂SO₄ разные: H₂S, S, SO₂.

Чем выше активность металла, тем дальше (глубже) идет восстановление серы (вплоть до низшей степени окисления - 2) (слайд 5)

На схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот (Приложение 3)

2. Другая кислота - азотная - также окислитель за счет нитрат - иона NO₃^-. Окислительная способность нитрат - иона значительно выше иона H⁺, и ион водорода не восстанавливается до атома, поэтому при взаимодействии азотной кислоты с металлами, никогда не выделяется водород, а образуются различные соединения азота. Это зависит от концентрации кислоты и активности металла. Разбавленная азотная кислота восстанавливается глубже, чем концентрированная (для одного и того же металла) (слайд 6)

На схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот (Приложение 3)

Золото и платина не реагируют с HNO₃, но эти металлы растворяются в «царской водке» - смеси концентрированных соляной и азотной кислот в соотношении 3 : 1.

Au + 3HCI (конц.) + HNO₃ (конц.) = AuCI₃ + NO + 2H₂O

3. Наиболее сильным окислителем из числа простых веществ является фтор. Но он слишком активен, и его трудно получить в свободном виде. Поэтому в лабораториях в качестве окислителя используют перманганат калия KMnO₄. Его окислительная способность зависит от концентрации раствора, температуры и среды.

Создание проблемной ситуации: Я готовила к уроку раствор перманганата калия («марганцовка»), пролила стакан с раствором и испачкала свой любимый химический халат. Предложите (проделав лабораторный опыт) вещество, с помощью которого можно очистить халат.

Реакции окисления - восстановления могут протекать в различных средах. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами: среда влияет на изменение степеней окисления атомов.

Обычно для создания кислотной среды добавляют серную кислоту. Соляную и азотную применяют реже, т.к. первая способна окисляться, а вторая сама является сильным окислителем и может вызвать побочные процессы. Для создания щелочной среды применяют гидроксид калия или натрия, нейтральной - воду.

Лабораторный опыт: (правила ТБ)

В четыре пронумерованные пробирки налито по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора серной кислоты, во вторую - воду, в третью - гидроксид калия, четвертую пробирку оставьте в качестве контрольной. Затем в первые три пробирки прилейте, осторожно взбалтывая, раствор сульфита натрия. Отметьте. Как изменяется окраска раствора в каждой пробирке. (слайды 7, 8) (Приложение 2)

Результаты лабораторного опыта:

Продукты восстановления KMnO₄ (MnO₄^-):

1. в кислой среде - Mn⁺² (соль), бесцветный раствор;

2. в нейтральной среде - MnO₂, бурый осадок;

3. в щелочной среде - MnO₄^2- , раствор зеленого цвета. (слайд 9, Приложение 3)

К схемам реакций:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ > MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

KMnO₄ + Na ₂SO ₃ + H₂O > MnO₂v + Na₂SO₄ + KOH

KMnO₄ + Na ₂SO₃ + КOH > Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O

Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель (слайд 10)

(Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно)

(слайд 11)

Вы проделали лабораторный опыт, предложите вещество, с помощью которого можно очистить халат.

Демонстрационный опыт:

Пятна от раствора перманганата калия быстро выводятся раствором пероксида водорода, подкисленным уксусной кислотой:

2KMnO₄ + 9H₂O₂ + 6CH₃COOH = 2Mn(CH₃COO)₂ +2CH₃COOK + 7O₂ + 12H₂O

Старые пятна перманганата калия содержат оксид марганца (IV), поэтому будет протекать еще одна реакция:

MnO₂ + 3H₂O₂ + 2CH₃COOH = Mn(CH₃COO)₂ + 2O₂ + 4H₂O (слайд 12)

После выведения пятен кусок ткани необходимо промыть водой.

Значение окислительно - восстановительных реакций

В рамках одного урока невозможно рассмотреть все многообразие окислительно-восстановительных реакций. Но их значение в химии, технологии, повседневной жизни человека трудно переоценить.

Ученик: Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе получения металлов и сплавов, водорода и галогенов, щелочей и лекарственных препаратов.

С окислительно - восстановительными реакциями связано функционирование биологических мембран, многие природные процессы: обмен веществ, брожение, дыхание, фотосинтез. Без понимания сущности и механизмов протекания окислительно-восстановительных реакций невозможно представить работу химических источников тока (аккумуляторов и батареек), получение защитных покрытий, виртуозную обработку металлических поверхностей изделий.

Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная, или белильная, известь.

Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод.

4. Закрепление изученного материала

Тест: (Приложение 2)

1. В кислой среде KMnO₄ восстанавливается до:

A. соль Mn⁺²

B. MnO₂

C. K₂MnO₄

2. Концентрированная H₂SO₄ при обычной температуре пассивирует:

A. Zn

B. Сu

C. AI

3. Концентрированная HNO₃ не реагирует с металлом:

A. Ca

B. Au

C. Mg

4. Разбавленная HNO₃ с активными металлами восстанавливается до:

A. NO

B. N₂

C. N₂O

5. Какой продукт восстановления KMnO₄ пропущен: 2KMnO₄ + 3K₂SO ₃ + H₂O = + 3K₂SO₄ + 2KOH

A. MnO₂

B. 2MnSO₄

C. K₂MnO₄

(взаимопроверка тестов в парах)

5. Домашнее задание

Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты методом электронного баланса:

1. AI + H₂SO₄ (конц.) >

2. Ag + HNO₃ (конц.) >

3. KBr + KMnO₄ + H₂SO₄ > …….. + Br₂ + K₂SO₄ + H₂O (слайд 13)

6.Подведение итогов урока

Литература

Адамович Т.П. и др. Сборник усложненных задач по химии. Минск: Высшая школа, 1973;

Ахметов Н.С. Неорганическая химия. 8-9 класс. М.: Просвещение, 1990;

Бытько Н.Д. Физика. М.: Высшая школа, 1967;

Гудкова А.Е. и др. 500 задач по химии. М.: Просвещение, 1977;

Енохович А.С. Справочник по физике и технике. М.: Просвещение, 1975;

Елисеев А.А. Б.С. Якоби. М.: Просвещение, 1978;

Жданов В.А. и др. Курс физики. М.: Высшая школа, 1978;

Кузей М.Е. Уроки физики в 9 классе. Минск: Народная асвета, 1985;

Череда М.П. Конкурсные задачи по химии. Киев: Вища школа, 1988;

Фельдман Ф.Г., Рудзитис Т.Е. Химия-9. М.: Просвещение, 1992;

Шахмаев Н.М., Шахмаев С.М., Шодиев Д.Ш. Физика-10. М.: Просвещение, 1991;

Энциклопедический словарь юного химика. М.: Педагогика, 1990.