Главная Коллекция "Otherreferats" Педагогика Развитие логического мышления школьников на уроках химии при изучении темы "Типы окислительно-восстановительных реакций"

Развитие логического мышления школьников на уроках химии при изучении темы "Типы окислительно-восстановительных реакций"

Место логических приемов анализа и синтеза в познавательной деятельности. Совершенствование навыков составления электронного баланса для химических уравнений при изучении окислительно-восстановительных реакций. Лабораторный практикум по данной теме.

Рубрика Педагогика
Вид курсовая работа
Язык русский
Дата добавления 18.02.2011
Размер файла 627,6 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

ВВЕДЕНИЕ

В познавательном процессе важное значение имеют логические приемы анализа и синтеза. В процессе анализа предмет познания разделяется на части и далее изучается поэлементно. В процессе последующего синтеза объединяются расчлененные знания, устанавливаются взаимосвязи, формируется общее знание. В процессе изучения химии постоянно приходится отделять существенное от несущественного. Выделение отдельных признаков предмета, отвлечение их от множества других - это процесс абстрагирования. Без умения абстрагировать невозможно формирование понятий, т.к. они образуются в результате установления общих существенных признаков всех предметов. Логический прием обобщения дает возможность перейти от единичного к познанию общего.

Для формирования научного понятия недостаточно абстрагировать (выделить) существенные признаки отдельных предметов, необходимо установить, какие из этих признаков принадлежат всем предметам.

1. СОВЕРШЕНСТВОВАНИЕ ЛОГИЧЕСКИХ ПРИЕМОВ У УЧАЩИХСЯ 9-10 КЛАССОВ ПРИ ИЗУЧЕНИИ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Умения в составлении электронного баланса для уравнений ОВР, приобретенные в 8-м классе, совершенствуются в теме «Сера и ее соединения». Здесь уже встречаются уравнения более сложного уровня, например:

На этих и других примерах учащиеся продолжают получать логическое подтверждение того, что строение атома определяет его свойства. Так, атом серы, имея шесть электронов на внешнем энергетическом уровне, способен принимать еще два электрона и проявлять при этом степень окисления -2 () или отдавать либо два, либо четыре, либо шесть электронов, проявляя при этом степень окисления соответственно +2, +4, +6

Рассматривая окислительно-восстановительные процессы, в примере а) учащиеся видят, что атом серы со степенью окисления -2 переходит в состояние со степенью окисления +4, отдавая шесть электронов, а в примере б) атом серы в состоянии может только принимать электроны. Таким способом учащиеся подводятся к выводу о способности элементов с низшей степенью окисления ее повышать, отдавая электроны, а с высшей - ее понижать, принимая электроны.

Весь курс 9-го класса по химии элементов пронизан вопросом участия их в окислительно-восстановительных процессах. Центральное место при этом занимает урок «Закономерности окислительно-восстановительных реакций», который проводится в теме «Подгруппа азота» перед изучением азотной кислоты как окислителя. На этом уроке после краткого повторения определения ОВР ученики знакомятся с закономерностями окислительно-восстановительных процессов.

Первая закономерность - связь окисления с восстановлением, равенство числа отданных и принятых электронов в свете понятий «окислитель», «окисление», «восстановитель», «восстановление». Вторая закономерность - протекание ОВР в сторону образования более слабого окислителя или восстановителя из более сильного. (Дается представление о ряде окислительно-восстановительных потенциалов и разбираются приемы его использования.)

Третья закономерность - участие соединения в реакции с более сильным окислителем или восстановителем, если их два. Все закономерности разбираем на примерах по теме «Азот и его соединения». Затем на следующем уроке, используя знание учащимися закономерностей ОВР, выясняем свойства молекулы азотной кислоты, обусловленные наличием в ее составе атома азота в высшей степени окисления. Все новые умения закрепляются на уроках-тренингах и проверяются на специально проводимой по этой теме самостоятельной работе. Таким образом, учащиеся, заканчивая изучение неорганической химии, умеют рассматривать окислительно-восстановительные процессы и могут объяснять причины их протекания.

В органической химии при изучении различных классов веществ стараемся рассматривать понятие о cтепени окисления на конкретных примерах, соблюдая известные с 8-го класса правила. Пример:

К этим записям учащиеся приходят после рассуждения о полярности имеющихся в молекуле связей и смещении электронной плотности к атомам кислорода с учетом слабой полярности связей С-Н. При составлении уравнений ОВР, протекающих с участием органических веществ, в простейших случаях можно применять понятие «степень окисления». Приведем уравнения реакций, в которых коэффициенты могут быть определены по такому же правилу, что и для ОВР в неорганической химии:

Повышение уровня логического мышления у старшеклассников на заключительном этапе обобщающего повторения

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 баланса.

Для класса с более высокой работоспособностью можно дать представление об электронно-ионных уравнениях при рассмотрении ОВР. Пример:

На этих уроках 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. Примером служит сера:

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.

После суммирования у учащихся всех знаний по ОВР даем классификацию самих ОВР, часть которой им уже известна. 1) Реакции межмолекулярного окисления-восстановления. Это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах:

2) Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе:

3) Реакции диспропорционирования.

Такие реакции сопровождаются одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента. Это возможно для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления:

Завершается изучение ОВР рассмотрением их роли в природе и технике. Говорим о связи с ними дыхания, обмена веществ, гниения, брожения, фотосинтеза. Напоминаем о том, что с их помощью получают ценные для народного хозяйства вещества, и о том, что они лежат в основе преобразования химической энергии в электрическую.

2. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой. Так, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II)

Zn (т) + CuSO4 (р) = ZnSO4 (p) + Cu (т)

электроны от атомов цинка переходят к ионам меди:

Zn (т) = Zn2+ (p) + 2e,

Cu2+ (р) + 2e = Cu (т) ,

или суммарно: Zn (т) + Cu2+ (р) = Zn2+ (p) + Cu (т).

Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов - восстановлением. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Для удобства описания окислительно-восстановительных реакций используют понятие степени окисления - величины, численно равной формальному заряду, который можно приписать элементу, исходя из предположения, что все электроны каждой из его связи перешли к более электроотрицательному атому данного соединения. Протекание окислительно-восстановительных реакций сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении - увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем, вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем.

Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами:

1) степень окисления элемента в простом веществе равна нулю;

2) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю;

3) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона;

4) отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность;

5) максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической таблице Д.И. Менделеева.

Ряд элементов в соединениях проявляют постоянную степень окисления, что используют при определении степеней окисления других элементов: 1) фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех соединениях имеет степень окисления -1; 2) водород в соединениях проявляет степень окисления +1, кроме гидридов металлов (-1); 3) металлы IA подгруппы во всех соединениях имеют степень окисления +1; 4) металлы IIA подгруппы, а также цинк и кадмий во всех соединениях имеют степень окисления +2; 5) степень окисления алюминия в соединениях +3; 6) степень окисления кислорода в соединениях равна -2, за исключением соединений, в которых кислород присутствует в виде молекулярных ионов: О2+, О2, О22, О3, а также фторидов OxF2.

Степени окисления атомов элементов в соединении записывают над символом данного элемента, указывая вначале знак степени окисления, а затем ее численное значение, например, 4, в отличие от заряда иона, который записывают справа, вначале указывая зарядовое число, а затем знак: Fe2+, SO42-.

Окислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов проявляются в зависимости от многих факторов, важнейшие из которых - электронное строение элемента, его степень окисления в веществе, характер свойств других участников реакции. Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей максимальной (положительной) степени окисления, например, KO4, K22O7, HO3, O2, могут только восстанавливаться, выступая в качестве окислителей.

Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, например, H3, H2, H, могут только окисляться и выступать в качестве восстановителей. Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, например HO2, H2, , , Cl3, O2, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. В зависимости от партнера по реакции такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны. Состав продуктов восстановления и окисления также зависит от многих факторов, в том числе среды, в которой протекает химическая реакция, концентрации реагентов, активности партнера по окислительно-восстановительному процессу.

Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как изменяются степени окисления элементов и в какие другие соединения переходят окислитель и восстановитель.

Важнейшие окислители. Галогены, восстанавливаясь, приобретают степень окисления -1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают (F2 имеет ограниченное применение вследствие высокой агрессивности):
2H2O + 2F2 = O2+ 4HF
Кислород O2, восстанавливаясь, приобретает степень окисления -2:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4 Fe(OH)3
Азотная кислота HNO3 проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5:
3Сu + 8HNO3 (разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
При этом возможно образование различных продуктов восстановления:
NO3- + 2H+ + e = NO2 + H2O
NO3- + 4H+ + 3e = NO + 2H2O
NO3- + 5H+ + 4e = 0,5N2O + 2,5H2O
NO3- + 6H+ + 5e = 0,5N2 + 3H2O
NO3- + 10H+ +8e = NH4+ + 3H2O
Глубина восстановления азота зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановителя:
Концентрация кислоты
NO2 NO N2O N2 NH4
Активность восстановителя
Соли азотной кислоты (нитраты) могут восстанавливаться в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах:
Zn + KNO3 + 2KOHK2ZnO2 + KNO2 + H2O
Царская водка - смесь концентрированных азотной и соляной кислот, смешанных в соотношении 1:3 по объему. Название этой смеси связано с тем, что она растворяет даже такие благородные металлы как золото и платина:
Au + HNO3(конц) + 4HCl(конц) = H[AuCl4] + NO+ 2H2O
Серная кислота H2SO4 проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления +6:
C(графит) + 2H2SO4 (конц) СO2 + 2SO2 + 2H2O.
Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя и концентрацией кислоты:
SO42- + 4H+ + 2e = SO2 + 2H2O
SO42- + 8H+ + 4e = S+ 4H2O
SO42- +10H+ + 8e = H2S + 4H2O
Концентрация кислоты
H2S S SO2
Активность восстановителя
Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли часто используются как окислители, хотя многие из них проявляют двойственный характер. Как правило, продуктами восстановления этих соединений являются хлориды и бромиды, а также йод:
MnS + 4HСlO = MnSO4 + 4HCl;
5Na2SO3 + 2HIO3 = 5Na2SO4 + I2 + H2O
Перманганат калия KMnO4 проявляет окислительные свойства за счет марганца в степени окисления +7. В зависимости от среды, в которой протекает реакция, он восстанавливается до разных продуктов: в кислотной среде - до солей марганца (II), в нейтральной - до оксида марганца (IV) в гидратной форме MnO(OH)2, в щелочной - до манганат-иона MnO42-:
кислотная среда: 5Na2SO3 +2KMnO4+ 3H2SO4(разб)= 5 Na2SO4 + 2MnSO4 +3H2O+K2SO4
нейтральная среда: 3Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2O = 3Na2SO4 + 2MnO(OH)2+ 2KOH
щелочная среда: Na2SO3 + 2KMnO4+ 2KOH = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O
Дихромат калия K2Cr2O7, в состав молекулы которого входит хром в степени окисления +6, является сильным окислителем при спекании и в кислотном растворе:
6KI + K2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб) = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + 4K2SO4
проявляет окислительные свойства и в нейтральной среде:
3H2S + K2Cr2O7 + H2O = 3S + 2Cr(OH)3 + 2KOH.
Среди ионов окислительные свойства проявляют ион водорода Н+ и ионы металлов в высшей степени окисления. Ион водорода Н+ выступает как окислитель при взаимодействии активных металлов с разбавленными растворами кислот (за исключением HNO3): Mg + H2SO4 (разб) = MgSO4 + H2
Ионы металлов в относительно высокой степени окисления, такие, как Fe3+, Cu2+, Hg2+, восстанавливаясь, превращаются в ионы более низкой степени окисления:
H2S + 2FeCl3 = S + 2FeCl2 + 2HCl
2Al + 3CuCl2 = 2AlCl3 + 3Cu.
Важнейшие восстановители. К типичным восстановителям среди простых веществ относятся активные металлы, такие как щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо и др., а также некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний): Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
C + 4HNO3(конц, гор) = CO2 + 4NO2 + 2H2O
Восстановительными функциями обладают бескислородные анионы, такие как Cl, Br, I, S2, H, и катионы металлов в низшей степени окисления:
2HBr(конц) + Н2O2(конц) = Br2 + 2H2O;
2CaH2 + TiO2 2CaO + Ti +2H2.
2FeSO4 + H2O2(конц)+ H2SO4(разб) Fe2(SO4)3 + 2H2O.

Окислительно-восстановительная двойственность. Среди простых веществ окислительно-восстановительная двойственность характерна для элементов VIIA, VIA и VA подгрупп, которые могут как повышать, так и понижать свою степень окисления.

Часто используемые как окислители, галогены под действием более сильных окислителей проявляют восстановительные свойства (за исключением фтора). Их окислительные способности уменьшаются, а восстановительные способности увеличиваются от Cl2 к I2. Эту особенность иллюстрирует реакция окисления йода хлором в водном растворе:

I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl.

Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли, в состав молекул которых входит галоген в промежуточной степени окисления, могут выступать не только в роли окислителей:

S + NaClO2 NaCl + SO2

5NaClO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 (разб ) = 5NaClO3 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4

Пероксид водорода, содержащий кислород в степени окисления -1, в присутствии типичных восстановителей проявляет окислительные свойства, т.к. кислород может понижать свою степень окисления до -2:

2KI + H2O2 = I2 + 2KOH

а при взаимодействии с сильными окислителями проявляет свойства восстановителя (степень окисления кислорода возрастает до 0):

H2O2 +2Hg(NO3)2 = O2 + Hg2(NO3)2 + 2HNO3.

Азотистая кислота и нитриты, в состав которых входит азот в степени окисления +3, также могут выступать как в роли окислителей:

2HI + 2HNO2 = I2 + 2NO + 2H2O,

так и в роли восстановителей: 2NaNO2(разб, гор) + O2 = 2NaNO3.

Классификация. Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций.
1. Если окислитель и восстановитель - разные вещества, то такие реакции относят к межмолекулярным. Примерами таких процессов служат все рассмотренные ранее реакции.
2. При термическом разложении сложных соединений, в состав которых входят окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, происходят окислительно-восстановительные реакции, называемые внутримолекулярными:
(H4)22O72 + 2O3 + 4H2O
3. Реакции диспропорционирования могут происходить, если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми (например, при повышенной температуре). Степень окисления этого элемента и повышается и понижается:
2Н22 2 + 2Н2
4. Реакции контрпропорционирования - это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент в разных степенях окисления. В результате продуктом окисления и продуктом восстановления является вещество с промежуточной степенью окисления атомов данного элемента:
Na2O3 + 2Na2 + 6HCl = 3 + 6NaCl + 3H2O
Существуют также реакции смешанного типа. Например, к внутримолекулярной реакции контрпропорционирования относится реакция разложения нитрата аммония:
H4O3 2O + 2H2O
Составление уравнений. Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций наиболее часто используют метод электронно-ионных полуреакций и метод электронного баланса. Метод электронно-ионных полуреакций применяют при составлении уравнений реакций, протекающих в водном растворе, а также реакций с участием веществ, в которых трудно определить степени окисления элементов (например, KNСS, CH3CH2OH). Согласно этому методу выделяют следующие главные этапы составления уравнения реакций:

Записывают общую молекулярную схему процесса с указанием восстановителя, окислителя и среды, в которой протекает реакция (кислотная, нейтральная или щелочная). Например:

SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4(разб) ...

Учитывая диссоциацию электролитов в водном растворе, данную схему представляют в виде молекулярно-ионного взаимодействия. Ионы, степени окисления атомов которых не изменяются, в схеме не указывают, за исключением ионов Н+ и ОН:

SO2 + Cr2O72- + H+ ...

Определяют степени окисления восстановителя и окислителя, а также продуктов их взаимодействия:

Окисление восстановителя

Восстановление окислителя

2Cr3+

Записывают материальный баланс полуреакции окисления и восстановления:

Окисление восстановителя

Восстановление окислителя

+ 2H2O - 2e =+ 4H+

+ 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O

Суммируют полуреакции, учитывая принцип равенства отданных и принятых электронов:

3•SO2 + 2H2O - 2e =+ 4H+

1•+ 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2О

3+ 6H2O + + 14H+ = 3+ 12H+ + 2Cr3+ + 7H2О

и, сокращая одноименные частицы, получают общее ионно-молекулярное уравнение:

3+ + 2H+ = 3+ 2Cr3+ + H2О.

Добавляют ионы, не участвовавшие в процессе окисления-восстановления, уравнивают их количества слева и справа, и записывают молекулярное уравнение реакции:

3SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 (разб) = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

При составлении материального баланса полуреакций окисления и восстановления, когда изменяется число атомов кислорода, входящих в состав частиц окислителя и восстановителя, следует учитывать, что в водных растворах связывание или присоединение кислорода происходит с участием молекул воды и ионов среды.

В процессе окисления на один атом кислорода, присоединяющийся к частице восстановителя, в кислотной и нейтральной средах расходуется одна молекула воды и образуются два иона Н+; в щелочной среде расходуются два гидроксид-иона ОН и образуется одна молекула воды (табл.1.1).

Таблица 1.1.Присоединение атомов кислорода к восстановителю в процессе окисления

Среда

Частицы, участвующие в присоединении одного атома кислорода

Образующиеся частицы

Примеры полуреакций окисления

Кислотная,

нейтральная

Н2О

2Н+

SO32- + H2O - 2e = SO42- + 2H+

SO2 + 2H2O - 2e = SO42- + 4H+

Щелочная

2ОН

Н2О

SO32- + 2OH - 2e = SO42- + H2O

SO2 + 4OH - 2e = SO42- + 2H2O

В процессе восстановления для связывания одного атома кислорода частицы окислителя в кислотной среде расходуются два иона Н+ и образуется одна молекула воды; в нейтральной и щелочной средах расходуется одна молекула Н2О и образуются два иона ОН (табл.1.2).

Таблица 1.2. Связывание атомов кислорода окислителя в процессе восстановления

Среда

Частицы, участвующие в связывании одного атома кислорода

Образующиеся частицы

Примеры полуреакций восстановления

Кислотная

2Н+

Н2О

+ 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2О

MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O

Нейтральная, щелочная

Н2О

2ОН

CrO42+4H2O +3e =[Cr(OH)6]3 + 2ОН

MnO4 +3H2O+3e = MnO(OH)2 + 4OH

Метод электронного баланса обычно используют для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих между газами, твердыми веществами и в расплавах. Последовательность операций следующая:

Записывают формулы реагентов и продуктов реакции в молекулярном виде:

FeCl3 + H2S FeCl2 + S + HCl;

Определяют степени окисления атомов, меняющих ее в процессе реакции:

Cl3 + H2 Cl2 + + HCl;

По изменению степеней окисления устанавливают число электронов, отдаваемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем, и составляют электронный баланс с учетом принципа равенства числа отдаваемых и принимаемых электронов:

2• +1e =

1• - 2e =

Множители электронного баланса записывают в уравнение окислительно-восстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты:

2FeCl3 + H2S 2FeCl2 + S + HCl

Подбирают стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции:

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl.

При составлении уравнений следует учитывать, что окислитель (или восстановитель) могут расходоваться не только в основной окислительно-восстановительной реакции, но и при связывании образующихся продуктов реакции, т.е. выступать в роли среды и солеобразователя. Примером, когда роль среды играет окислитель, служит реакция окисления металла в азотной кислоте, составленная методом электронно-ионных полуреакций:

Cu + HNO3(разб) ...

Cu + NO3 + H+ ...

3•Cu - 2e= Cu2+

2•NO3 + 4H+ + 3e = NO + 2H2O

3Cu + 2NO3 + 8H+ = 3Cu2+ + 2NO + 4H2O

3Cu + 2HNO3(окислитель) + 6HNO3(среда) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

или 3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Примером, когда восстановитель является средой, в которой протекает реакция, служит реакция окисления соляной кислоты дихроматом калия, составленная методом электронного баланса:

HCl + K2Cr2O7 CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O

H + K22O7 + HCl Cl3 + 2 + KCl + H2O

6•- 1e =

2• + 3e =

6 HCl(восстановитель) + K2Cr2O7 + HCl(среда) 2CrCl3 + 3Cl2 + KCl + H2O

6 HCl + K2Cr2O7 + 8HCl = 2CrCl3 + 3Cl2 +2 KCl + 7H2O

или 14HCl + K2Cr2O7 = 2CrCl3 + 3Cl2 +2 KCl + 7H2O

При расчете количественных, массовых и объемных соотношений участников окислительно-восстановительных реакций, используют основные стехиометрические законы химии, и, в частности, закон эквивалентов, учитывая, что число эквивалентности окислителя равно числу электронов, которые принимает одна формульная единица окислителя, а число эквивалентности восстановителя равно числу электронов, которые отдает одна формульная единица восстановителя.

3. МЕТОДИЧЕСКИЕ РАЗРАБОТКИ ПО ТЕМЕ «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»

Окислительно-восстановительные реакции

Задачи урока. Обучающие. Познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окисления элементов - с окислительно-восстановительными реакциями (ОВР); научить учащихся расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Развивающие. Продолжить развитие логического мышления, умений анализировать и сравнивать, формирование интереса к предмету.

Воспитательные. Формировать научное мировоззрение учащихся; совершенствовать трудовые навыки.

Методы и методические приемы. Рассказ, беседа, демонстрация средств наглядности, самостоятельная работа учащихся.

Оборудование и реактивы. Репродукция с изображением Колосса Родосского, алгоритм расстановки коэффициентов по методу электронного баланса, таблица типичных окислителей и восстановителей, кроссворд; Fе (гвоздь), растворы NаОН, СuSО4.

ХОД УРОКА

Вводная часть (мотивация и целеполагание)

Учитель. В III в. до н.э. на острове Родос был построен памятник в виде огромной статуи Гелиоса (у греков - бог Солнца). Грандиозный замысел и совершенство исполнения Колосса Родосского - одного из чудес света - поражали всех, кто его видел.

Мы не знаем точно, как выглядела статуя, но известно, что она была сделана из бронзы и достигала в высоту около 33 м. Статуя была создана скульптором Харетом, на ее строительство ушло 12 лет.

Бронзовая оболочка крепилась к железному каркасу. Полую статую начали строить снизу и, по мере того как она росла, заполняли камнями, чтобы сделать ее устойчивее. Примерно через 50 лет после завершения строительства Колосс рухнул. Во время землетрясения он переломился на уровне колен.

Ученые считают, что истинной причиной недолговечности этого чуда стала коррозия металла. А в основе процесса коррозии лежат окислительно-восстановительные реакции.

Сегодня на уроке вы познакомитесь с окислительно-восстановительными реакциями; узнаете о понятиях «восстановитель» и «окислитель», о процессах восстановления и окисления; научитесь расставлять коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Запишите в своих рабочих тетрадях число, тему урока.

Изучение нового материала

Учитель проделывает два демонстрационных опыта: взаимодействие сульфата меди(II) со щелочью и взаимодействие этой же соли с железом.

Учитель. Запишите молекулярные уравнения проделанных реакций. В каждом уравнении расставьте степени окисления элементов в формулах исходных веществ и продуктов реакции.

Ученик записывает на доске уравнения реакций и расставляет степени окисления:

Учитель. Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?

Ученик. В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились - у меди и железа.

Учитель. Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным. Попробуйте дать определение окислительно-восстановительных реакций.

Ученик. Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Учащиеся записывают в тетради под диктовку учителя определение окислительно-восстановительных реакций.

Учитель. Что же произошло в результате окислительно-восстановительной реакции? До реакции у железа была степень окисления 0, после реакции стала +2. Как видим, степень окисления повысилась, следовательно, железо отдает 2 электрона.

У меди до реакции степень окисления +2, после реакции - 0. Как видим, степень окисления понизилась. Следовательно, медь принимает 2 электрона.

Железо отдает электроны, оно является восстановителем, а процесс передачи электронов называется окислением.

Медь принимает электроны, она - окислитель, а процесс присоединения электронов называется восстановлением.

Запишем схемы этих процессов:

Итак, дайте определение понятий «восстановитель» и «окислитель».

Ученик. Атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны, называют восстановителями.

Атомы, молекулы или ионы, которые присоединяют электроны, называют окислителями.

Учитель. Какое определение можно дать процессам восстановления и окисления?

Ученик. Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Окислением называют процесс передачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Учащиеся записывают под диктовку определения в тетрадь и выполняют рисунок.

Запомните!

Отдать электроны - окислиться.

Взять электроны - восстановиться.

Учитель. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций используют два метода - электронного баланса и электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

Мы рассмотрим только метод электронного баланса. Для этого используем алгоритм расстановки коэффициентов методом электронного баланса (оформлен на листе ватмана).

Алгоритм расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса

1. Определите степени окисления элементов.

2. Подчеркните символы элементов, степени окисления которых изменяются.

3. Выпишите элементы, изменяющие степени окисления.

4. Составьте электронные уравнения, определяя число отданных и принятых электронов.

5. Уравняйте число отданных и принятых электронов, подобрав наименьшее общее кратное и дополнительные множители.

6. Допишите уравнение реакции, расставив коэффициенты.

П р и м е р. Расставьте коэффициенты в данной схеме реакции методом электронного баланса, определите окислитель и восстановитель, укажите процессы окисления и восстановления:

Fe2O3 + CO Fe + CO2.

Решение

Воспользуемся алгоритмом расстановки коэффициентов методом электронного баланса.

1. Определим степени окисления элементов:

2. Подчеркнем символы элементов, степени окисления которых изменяются:

3. Выпишем элементы, изменяющие степени окисления:

4. Составим электронные уравнения, определяя число отданных и принятых электронов:

5. Число отданных и принятых электронов должно быть одинаково, т.к. не заряжены ни исходные вещества, ни продукты реакции. Уравниваем число отданных и принятых электронов, подобрав наименьшее общее кратное (НОК) и дополнительные множители:

6. Полученные множители являются коэффициентами. Перенесем коэффициенты в схему реакции:

Fе2О3 + 3СО = 2Fе + 3СО2.

Вещества, являющиеся окислителями или восстановителями во многих реакциях, называются типичными.

Вывешивается таблица, выполненная на листе ватмана.

Типичные окислители:

F2, Cl2, Br2, I2, O2, H2SO4, HNO3,

MnO2, KMnO4, K2CrO4, NaClO.

Типичные восстановители:

Н2, C, металлы, Н2S, CO, SO2, HI, FeSO4.

Учитель. Окислительно-восстановительные реакции очень распространены. С ними связаны не только процессы коррозии, но и брожение, гниение, фотосинтез, процессы обмена веществ, протекающие в живом организме. Их можно наблюдать при сгорании топлива. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в природе.

Знаете ли вы, что в атмосфере ежедневно образуется примерно 2 млн т азотной кислоты, или 700 млн т в год, и в виде слабого раствора выпадают на землю с дождями (человек производит азотной кислоты лишь 30 млн т в год).

Что же происходит в атмосфере?

Воздух содержит 78% по объему азота, 21% кислорода и 1% других газов. Под действием грозовых разрядов, а на Земле ежесекундно вспыхивают в среднем 100 молний, происходит взаимодействие молекул азота с молекулами кислорода с образованием оксида азота(II):

N2 + O2 NO.

Оксид азота(II) легко окисляется атмосферным кислородом в оксид азота(IV):

NO + O2 NO2.

Образовавшийся оксид азота(IV) взаимодействует с атмосферной влагой в присутствии кислорода, превращаясь в азотную кислоту:

NO2 + Н2О + O2 HNO3.

Все эти реакции - окислительно-восстановительные.

* Задание. Расставьте в приведенных схемах реакций коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления.

Решение

1. Определим степени окисления элементов:

2. Подчеркнем символы элементов, степени окисления которых изменяются:

3. Выпишем элементы, изменившие степени окисления:

4. Cоставим электронные уравнения (определим число отданных и принятых электронов):

5. Число отданных и принятых электронов одинаково.

6. Перенесем коэффициенты из электронных схем в схему реакции:

Далее учащимся предлагается самостоятельно расставить коэффициенты методом электронного баланса, определить окислитель, восстановитель, указать процессы окисления и восстановления в других процессах, происходящих в природе.

Два других уравнения реакций (с коэффициентами) имеют вид:

Проверку правильности выполнения заданий проводят с помощью кодоскопа.

Заключительная часть

Учитель предлагает учащимся разгадать кроссворд по изученному материалу. Результат работы сдается на проверку.

Разгадав кроссворд, вы узнаете, что вещества КМnО4, К2Сr2O7, О3 - cильные … (по вертикали (2)).

По горизонтали:

1. Какой процесс отражает схема:

3. Реакция

N2 (г.) + 3Н2 (г.) 2NН3 (г.) + Q

является окислительно-восстановительной, обратимой, гомогенной, …

4. … углерода(II) - типичный восстановитель.

5. Какой процесс отражает схема:

6. Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного … .

7. Согласно схеме алюминий отдал … электрона.

8. В реакции:

Н2 + Сl2 = 2НCl

водород Н2 - … .

9. Реакции какого типа всегда только окислительно-восстановительные?

10. Степень окисления у простых веществ - … .

11. В реакции:

Zn + S = ZnS

восстановитель - … .

ОТВЕТЫ НА КРОССВОРД

По горизонтали: 1. Восстановление. 3. Экзотермической. 4. Оксид. 5. Окисление. 6. Баланса. 7. Три. 8. Восстановитель. 9. Замещения. 10. Ноль. 11. Цинк. По вертикали: 2. Окислители.

Задание на дом. По учебнику О.С.Габриеляна «Химия-8» § 43, с. 178-179, упр. 1, 7 письменно.

* З а д а ч а (на дом). Конструкторы первых космических кораблей и подводных лодок столкнулись с проблемой: как поддержать постоянный состав воздуха на судне и космических станциях? Избавиться от избытка углекислого газа и пополнить запас кислорода? Решение было найдено.

Надпероксид калия KO2 в результате взаимодействия с углекислым газом образует кислород:

Как видите, это окислительно-восстановительная реакция. Кислород в этой реакции является и окислителем, и восстановителем.

В космической экспедиции на счету каждый грамм груза. Рассчитайте запас надпероксида калия, который необходимо взять в космический полет, если полет рассчитан на 10 дней и если экипаж состоит из двух человек. Известно, что человек за сутки выдыхает 1 кг углекислого газа.

(Ответ. 64,5 кг KO2.)

* З а д а н и е (повышенный уровень сложности). Запишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, которые могли привести к разрушению Колосса Родосского. Имейте в виду, что эта гигантская статуя стояла в портовом городе на острове в Эгейском море, у берегов современной Турции, где влажный средиземноморский воздух насыщен солями. Она была сделана из бронзы (сплав меди и олова) и смонтирована на железном каркасе.

уравнение химический окислительный

4. ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ ПО ТЕМЕ «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»

Перманганат калия как окислитель в различных средах

Состав продуктов восстановления перманганат-иона MnO4 зависит от реакции среды (кислотная, нейтральная, щелочная), в которой протекают окислительно-восстановительные процессы. В данном опыте предлагается исследовать влияние среды на реакцию взаимодействия сульфита натрия Na2SO3 и перманганата калия KMnO4. Следует учитывать, что водные растворы, содержащие ионы MnO4, окрашены в фиолетовый цвет; содержащие ионы MnO42 - в зеленый; содержащие ионы Mn2+ - практически бесцветны; а осадок MnO(OH)2 - бурого цвета.

Последовательность проведения:

1) в ячейки капельного планшета внесите последовательно 3 капли 0,1М раствора перманганата калия KMnO4;

2) в первую ячейку добавьте каплю 1М раствора серной кислоты H2SO4, во вторую -каплю дистиллированной воды, в третью - каплю 2М раствора едкого кали КОН. Отметьте окраску растворов;

3) в каждую ячейку добавьте 2-3 капли 0,2М раствора сульфита натрия Na2SO3. Отметьте происходящие изменения (изменения окраски, образование осадка и др.).

4) объясните наблюдаемые изменения окраски растворов, сопоставляя с известными окрасками осадка и растворов соответствующих ионов;

5) напишите уравнения протекающих окислительно-восстановительных реакций, используя метод электронно-ионных полуреакций;

6) сделайте вывод, при какой реакции среды глубина восстановления перманганат-иона больше.

Пероксид водорода как окислитель и восстановитель

Пероксид водорода Н2О2 в окислительно-восстановительных реакциях проявляет двойственный характер, при взаимодействии с сильными окислителями выступая в роли восстановителя, а при взаимодействии с сильными восстановителями - в роли окислителя. Предлагается исследовать эту особенность Н2О2 при взаимодействии с KI и KMnO4 в кислотной среде.

Последовательность проведения:

1) в ячейку капельного планшета внесите каплю 0,1М раствора йодида калия KI, затем добавьте каплю 1М раствора серной кислоты H2SO4. Отметьте окраску раствора;

2) прилейте 2-3 капли концентрированного раствора пероксида водорода Н2О2. Отметьте наблюдаемые изменения окраски раствора;

3) подтвердите образование свободного йода с помощью крахмальной пробы как в предыдущем опыте;

4) во вторую ячейку внесите каплю 0,1М раствора перманганата калия KМnO4 и каплю 1М раствора серной кислоты H2SO4. Отметьте окраску раствора;

5) прилейте 2-3 капли концентрированного раствора пероксида водорода Н2О2. Отметьте изменение окраски раствора, обратите внимание на выделение пузырьков газа;

6) объясните происходящие изменения окраски растворов и результат крахмальной пробы. Укажите, какой газ выделяется при взаимодействии Н2О2 с KМnO4;

7) напишите уравнения протекающих окислительно-восстановительных реакций, используя метод электронно-ионных полуреакций;

4) сделайте вывод, в каких реакциях пероксид водорода является окислителем, а в каких - восстановителем.

ЛИТЕРАТУРА

1. Андриенко А.Л. Формирование понятий об окислении-восстановлении в курсе неорганической химии средней школы. В сб.: Вопросы преподавания химии в средней школе. Ульяновск, 1975.

2. Ахметов Н.С. Актуальные вопросы курса неорганической химии. Книга для учителя. М.: Просвещение, 1991, с. 3-6.

3. Гневина Н.А. Привитие интереса школьников к знаниям. Сборник методических материалов. В 2 ч. Ч. 2. Астрахань, 1993, с. 128-132. 4. Зуева М.В. Совершенствование организации учебной деятельности школьников на уроках химии. М.: Просвещение, 1989, с. 5-12. 5. Кузнецова Н.Е. Формирование систем понятий в обучении химии. М.: Просвещение, 1989, с. 17-25.

6. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. Учебное пособие для высших технических учебных заведений. 6-е изд., перераб. и доп. М.: Высшая школа, 1991, с. 75, 136.

7. Макареня А.А. Методология химии. Пособие для учителя. М.: Просвещение, 1985, с. 42.

8. Петровский А.В. Возрастная и педагогическая психология. М.: Просвещение, 1973, с. 213.

9. Радугин А.А. Психология и педагогика. М.: Центр, 1997.

10.Габриелян О.С. Химия-8. М.: Дрофа, 2002.

11. Габриелян О.С., Воскобойникова Н.П., Яшукова А.В. Настольная книга учителя. 8 класс. М.: Дрофа, 2002;

12. Кокс Р., Моррис Н. Семь чудес света. Древний мир, средние века, наше время. М.: БММ АО, 1997;

Размещено на Allbest.ru


Подобные документы

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.

© 2000 — 2023, ООО «Олбест» Все права защищены