| Я ИДУ НА УРОК |
Окислительно-восстановительные
реакции
Урок обобщения и углубления темы • 11
класс
химико-биологического профиля • 2 ч
Цели. Обобщить и систематизировать знания учащихся о степени окисления и окислительно-восстановительных реакциях. Углубить и расширить знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях, изучив важнейшие окислители и метод электронно-ионного баланса.
Задачи.
1) Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель.
2) Научить расставлять коэффициенты методом электронно-ионного баланса (методом полуреакции).
3) Научить прогнозировать продукты окислительно-восстановительных реакций.
Девиз урока. Знания! Великое дело! Что же составляет величие человека, как не знания!
(А.С.Пушкин.)
ХОД УРОКА
I. Организационный момент
(тема и цели урока)
II. Повторение и обобщение изученного ранее материала
1. Работа у доски по карточкам (с дальнейшим обсуждением).
Карточка 1. Определите валентность и степени окисления углерода в следующих органических соединениях:
СН4, СН3Cl, СН2Сl2, СНСl3, ССl4, СН3СOOH.
В чем заключаются особенности определения степени окисления углерода в органических веществах?
Карточка 2. Методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно-восстановительной реакции:
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 —> S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
Карточка 3. Методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно-восстановительной реакции:
FeS2 + O2 —> Fe2O3 + SO2.
Карточка 4. В каких из приведенных ниже уравнений реакций MnО2 проявляет свойства окислителя, а в каких – восстановителя?
а) 2MnO2 + 2H2SO42 
MnSO4 + O2 + 2H2O;
б) 2MnO2 + O2 + 4KOH
2K2MnO4 + 2H2O;
в) MnO2 + H2 = MnO + H2O;
г) 2MnO2 + 3NaBiO3 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3BiONO3 + 3NaNO3 + 2H2O.
2. Фронтальный опрос.
1) Что называется степенью окисления?
2) Назовите возможные степени окисления водорода и кислорода.
3) На примере атома серы покажите низшие, высшие, промежуточные степени окисления.
(Обсуждение решения задания карточки 1.)
4) Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
5) Что такое окислитель?
6) Что такое восстановитель?
7) Какой процесс называется восстановлением?
8) Какой процесс называется окислением?
9) Какие вещества могут быть только окислителями? Приведите примеры.
10) Какие вещества могут быть только восстановителями? Приведите примеры.
11) Какие вещества могут быть и окислителями, и восстановителями? Приведите примеры.
12) Какой метод составления уравнения окислительно-восстановительных реакций вы знаете? Какое правило лежит в основе этого метода?
(Обсуждение решения заданий карточек 2, 3, 4.)
3. Значение окислительно-восстановительных реакций в жизни человека (сообщение учащегося: см. приложение).
4. Этап повторения и обобщения (завершается тестом).
Тест
1) Чему равна низшая степень окисления серы?
а) –6; б) –4; в) –2; г) 0; д) +6.
2) Чему равна степень окисления фосфора в соединении Mg3P2?
а) +3; б) +5; в) 0; г) –2; д) –3.
3) Какие элементы имеют постоянную степень окисления +1?
а) Водород; б) литий; в) медь;
г) рубидий; д) серебро.
4) Чему равна высшая степень окисления марганца?
а) –1; б) 0; в) +7; г) +4; д) +6.
5) Чему равна степень окисления хлора в соединении Са(СlO)2?
а) +2; б) +1; в) 0; г) –1; д) –2.
6) Какие из следующих веществ могут являться только окислителями?
а) NH3; б) Br2; в) KClO3; г) Fe; д) HNO3.
7) Как называется представленный ниже процесс и сколько электронов в нем участвует?
а) восстановление, 1е; б) окисление, 2е;
в) восстановление, 2е; г) окисление, 1е.
8) Какие из перечисленных веществ могут являться и окислителями, и восстановителями? Возможно несколько вариантов ответа.
а) SO2; б) Na; в) H2; г) K2Cr2O7; д) HNO2.
9) Как называется представленный ниже процесс и сколько электронов в нем участвует?
а) восстановление, 8е; б) окисление, 4е;
в) окисление, 8е; г) восстановление, 4е.
10) Какие из перечисленных ниже веществ могут быть только восстановителями? Возможно несколько вариантов ответа.
а) Н2S; б) KMnO4; в) SO2; г) NH3; д) Na.
Ответы. 1 – в; 2 – д; 3 – б, г; 4 – в; 5 – б; 6 – д; 7 – б; 8 – а, в, д; 9 – а; 10 – а, г, д.
III. Углубление и расширение знаний
(Лекционная часть урока с использованием
компьютерной технологии)
1. Важнейшие окислители и продукты их восстановления.
1) H2SO4 (разбавленная), окислитель 
Продукт восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, – Н2.
Например,
H2SO4 (разб.) + Zn —> ZnSO4 +
H2
,
H2SO4 (разб.) + Cu 
не реагирует.
2) H2SO4 (концентрированная),
окислитель 
В зависимости от активности металла продукты восстановления концентрированной H2SO4 разные: H2S; S; SO2. Продукт восстановления зависит также и от концентрации кислоты (слайд 1).
Слайд 1
3) HNO3, окислитель 
(слайд 2).
Слайд 2
Концентрированная HNO3 пассивирует такие металлы, как Fe, Cr, Al, что связано c образованием на поверхности этих металлов тонкой, но очень плотной оксидной пленки.
Au и Pt не реагируют с HNO3, но эти металлы растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных соляной и азотной кислот в соотношении 3 : 1.
Например:
Au + 3HCl (конц.) + HNO3 (конц.) = AuCl3 + NO + 2H2O.
4) KMnO4, окислитель 
(слайд 3).
Слайд 3
На продукт восстановления этого окислителя большое влияние оказывает среда реакции.
Например:
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH.
2. Метод электронно-ионного баланса.
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР), протекающих в водных растворах с участием важнейших окислителей, удобнее использовать метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций). Этот метод основан на составлении и уравнивании полуреакций: восстановления иона (молекулы) окислителя и окисления иона (молекулы) восстановителя, с последующим суммированием этих полуреакций.
Электронно-ионный метод более реально отражает
процессы, происходящие в ходе реакций. В реакции
нет ионов 
и т.д.,
но есть ионы 
и
т.д.
При составлении полуреакции следует учитывать количество кислорода в исходных веществах и в продуктах полуреакций. При этом избыток кислорода в процессе восстановления связывается, а недостающий кислород в процессе окисления компенсируется за счет молекул воды (или гидроксид-ионов, если среда щелочная) (слайд 4).
Слайд 4
Таким образом, из схемы видно, что:
а) в кислой среде избыток кислорода исходных веществ связывается ионами водорода с образованием молекул воды, недостающий кислород компенсируется молекулами воды;
б) в щелочной среде избыток кислорода связывается молекулами воды с образованием гидроксид-ионов, недостающий кислород компенсируется гидроксид-ионами;
в) в нейтральной среде избыток кислорода связывается молекулами воды с образованием гидроксид-ионов, и недостающий кислород компенсируется также молекулами воды.
Используя схему (слайд 4), для усвоения этого метода рассматриваются следующие примеры.
IV. Этап закрепления материала
1. Химический диктант. Если вы согласны с утверждением, поставьте знак (+), если не согласны – знак (–).
1) В кислой среде KMnO4 восстанавливается до
солей 
.
2) При взаимодействии активных металлов с концентрированной H2SO4 единственным продуктом восстановления является SО2.
3) Разбавленная НNО3 с активными металлами восстанавливается до NO.
4) В щелочной среде KMnO4 восстанавливается до K2MnO4.
5) Концентрированная НNО3 с Au и Pt восстанавливается до NO2.
6) При взаимодействии разбавленной НNО3 с металлами средней активности продуктами восстановления могут быть NO, N2.
7) Концентрированная H2SO4 с пассивными металлами восстанавливается до SO2.
8) KMnO4 в нейтральной среде восстанавливается до K2MnO4.
9) Концентрированная НNО3 с пассивными металлами восстанавливается только до NO2.
10) KMnO4 в нейтральной среде восстанавливается до MnО2.
Ответы. 
Ответы вывешиваются на доску сразу после диктанта, и каждый ученик проверяет себя, насколько он усвоил материал.
2. Используя схемы (см. слайды), данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты:
1) Mg + H2SO4 (конц.) —> ……………………. ;
2) Zn + H2SO4 (конц.) —> …………………….. ,
3) Ca + HNO3 (разб.) —> …………………….. ;
4) Cu + HNO3 (конц.) —> ……………………… ;
5) Ag + HNO3 (разб.) —> …………………….. ;
6) K2S + KMnO4 + H2SO4 —> S + K2SO4 + 3H2O + ? ;
7) NaNO2 + KMnO4 + H2O —> NaNO3 + KOH + ?
ПРИЛОЖЕНИЕ
Значение окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции сопровождают многие процессы, осуществляемые в промышленности и в различных сферах быта: горение газа в газовой плите, приготовление пищи, стирка, чистка предметов домашнего обихода, изготовление обуви, парфюмерных, текстильных изделий…
Зажигаем ли мы спичку, горят ли в небе причудливые фейерверки – все это окислительно-восстановительные процессы.
Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная, или белильная, известь.
Если требуется окислить с поверхности изделия какое-либо легко разрушающееся вещество, применяют пероксид водорода. Он служит для отбеливания шелка, перьев, меха. С его помощью также реставрируют старинные картины. Ввиду безвредности для организма пероксид водорода применяют в пищевой отрасли промышленности для отбеливания шоколада, рубцов и оболочек в производстве сосисок.
Дезинфицирующее действие перманганата калия тоже основано на его окислительных свойствах.
Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод. Хлор разрушает многие краски, на чем основано его применение при белении бумаги и тканей. Хлорная, или белильная, известь – это один из самых распространенных окислителей как в быту, так и в производственных масштабах.
В природе окислительно-восстановительные реакции чрезвычайно распространены. Они играют большую роль в биохимических процессах: дыхании, обмене веществ, нервной деятельности человека и животных. Проявление различных жизненных функций организма связано с затратой энергии, которую наш организм получает из пищи в результате окислительно-восстановительных реакций.
Окислительно-восстановительные реакции характеризуют химические свойства многих веществ, которые можно подтвердить экспериментом в химической лаборатории.