Открытый урок химии по теме Окислительно- восстановительные реакции 11 КЛАСС

(заполняется педагогом)

включающий:

• постановку цели, которая

должна быть достигнута

учащимися на данном этапе

урока (что должно быть

сделано учащимися, чтобы их

дальнейшая работа на уроке

была эффективной)

• определение целей и задач,

которых учитель хочет достичь

на данном этапе урока;

Цель: создание благоприятной психологической атмосферы и хорошего настроения, способствующих повышению интереса к предмету.

Метод: беседа.

Добрый день! 

Посмотрев небольшой  фрагмент видео мы  сформулируем тему нашего урока. Просмотрев видео учащиеся определяют тему  урока.

Тема нашего урока: «Окислительно – восстановительные реакции» (Презентация, слайд 1)

Самостоятельно формулируют цели урока:SMART -WTKB

Знаю:

Умею:

Могу:

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

 Метод: рассказ.

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.

заданному на дом материалу,

включающий:

• определение целей, которые

учитель ставит перед

учениками на данном этапе

урока (какой результат должен

быть достигнут учащимися);

• определение целей и задач,

которых учитель хочет достичь

на данном этапе урока;

• описание критериев

достижения целей и задач

данного этапа урока;

• описание методов

организации совместной

деятельности учащихся с

учетом особенностей класса, 

с которым работает педагог;

• описание методов

мотивирования

(стимулирования) учебной

активности учащихся в ходе

опроса.

Цель: выявить качество и уровень овладения знаниями, полученными на предыдущих уроках по теме «Окислительно-восстановительные реакции».

Методы: устный опрос, работа с презентацией, обсуждение,  коллективная работа.

Преподаватель акцентирует внимание учащихся на теоретических аспектах, помогает учащимся, испытывающим затруднения.

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.

/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°, Н20, О20, F20, Cl20, Br20.

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.

Самостоятельная работа № 1 по инструктивной карте: пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: MnO2, H2SO4, K2SO3, H2S, KMnO4. 

• Учащиеся отвечают на вопросы преподавателя, после ответа учеников, на слайде появляется правильный ответ.

а) какие реакции называются внутримолекулярным окислением-восстановлением;

б) какие реакции называются межмолекулярным окислением-восстановлением;

Учащиеся повторяют основные понятия и сравнивают свои ответы с ответами, представленными

 на слайдах.

В течение урока используется метод стимулирования учебной активности и оценивания ответов – жетоны.

• Применение теоретического материала к решению ситуационных задач.

Цель: выявить качество и уровень овладения умениями применения теоретического материала, полученными на предыдущих уроках по теме «Окислительно-восстановительные реакции».

Методы: устный опрос, работа с презентацией, обсуждение, самостоятельная работа, коллективная работа.

Ситуационные задачи

Учащиеся решают предложенные задачи устно, сравнивают с решениями, представленными на слайдах. Учащиеся, испытывающие затруднения, делают записи в тетради.

предполагает:

• постановку конкретной

учебной цели перед учащимися

(какой результат должен быть

достигнут учащимися на

данном этапе урока);

• определение целей и задач,

которые ставит перед собой

учитель на данном этапе урока;

• изложение основных

положений нового учебного

материала, который должен

быть освоен учащимися 

• описание форм и методов

изложения (представления)

нового учебного материала;

• описание основных форм и

методов организации

индивидуальной и групповой

деятельности учащихся 

с учетом особенностей класса,

 в котором работает педагог;

описание критериев

определения уровня внимания

и интереса учащихся к

излагаемому педагогом

учебному материалу.

Методы: рассказ, работа с презентацией, обсуждение, самостоятельная работа, коллективная работа.

Преподаватель: 

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

/ 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 уксусного альдегида с концентрированной 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.
   Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями. 
5. Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением. 
6. Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.

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)

Преподаватель:

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.

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

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) 

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 

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 

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) 

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 — MnO42- , раствор зеленого цвета. (слайд 9,) 

К схемам реакций:

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

KMnO4 + Na 2SO3 + H2O → MnO2↓ + Na2SO4 + KOH

KMnO4 + Na2SO3 + 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.

Преподаватель:

Значение окислительно – восстановительных реакций

Цель: Показать учащимся значение окислительно-восстановительных реакций в химии, технологии, повседневной жизни человека.                                                                                                                                          Методы: работа с презентацией, обсуждение, самостоятельная работа, коллективная работа.

В рамках одного урока невозможно рассмотреть все многообразие окислительно-восстановительных реакций. Но их значение в химии, технологии, повседневной жизни человека трудно переоценить.  Окислительно-восстановительные процессы – одни из важнейших процессов природы. Эти реакии относятся к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. К ним относятся:

основные процессы жизнедеятельности – дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниения и брожения, фотосинтез в зеленых частях растений. Например, в процессе фотосинтеза из углекислого газа и воды под действием света образуются органические вещества и выделяется кислород: 6СО2 + 6Н2О → С6Н12О6 + О2.

основные процессы в природе: колоообиг элементов в природе, процессы коррозии, сгорания веществ, извержение вулкана с образованием серы, связывание атмосферного азота касанием ходе грозовых разрядов, потемнение серебряных вещей;

Окислительно-восстановительные процессы в природе

основные процессы черной и цветной металлургии: добыча металлов, кислот, щелочей, аммиака, и многие другие ценных продуктов, электрохимическое производство.

Преобразование химической энергии в электрическую или тепловую энергию продуктов сгорания.

Процессы, происходящие в гальванических элементах и ​​аккумуляторах.

На окислительно-восстановительных реакциях основаны методы объемного анализа в аналитической химии.

Работа с презентацией запись в тетрадь. 

материала, предполагающее:

• постановку конкретной

учебной цели перед учащимися

(какой результат должен быть

достигнут учащимися на

данном этапе урока);

• определение целей и задач,

которые ставит перед собой

учитель на данном этапе урока;

• описание форм и методов

достижения поставленных

целей в ходе закрепления

нового учебного материала с

учетом индивидуальных

особенностей учащихся, с

которыми работает педагог.

• описание критериев,

позволяющих определить

степень усвоения учащимися

нового учебного материала;

• Описание возможных путей и

методов реагирования на

ситуации, когда учитель

определяет, что часть учащихся

не освоила новый учебный материал.

Цель: выявить качество и уровень овладения  теоретического материала.

Методы: тестовая работа, самоконтроль, взаимоконтроль.

 (Взаимопроверка тестов в парах)  Оценка за тест (по результатам взаимопроверки)

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции. Определите окислитель и восстановитель.

1. NH3 + CuO → N2 + H2O + Cu
2. S + HNO2 → H2SO4 + NO + H2O
3. PbS + HNO3 → PbSO4 + NO + H2O
4. HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O
5. P + HNO3 → H3PO4 + NO2 + H2O

• постановку целей

самостоятельной работы для

учащихся (что должны сделать

учащиеся в ходе выполнения

домашнего задания);

• определение целей, которые

хочет достичь учитель, задавая

задание на дом;

• определение и разъяснение

учащимся критериев

успешного выполнения

домашнего задания.

Цель: закрепление знаний по теме урока, отработка умений и навыков расстановки коэффициентов методом электронного баланса.

Подведение итогов урока.  

Выставление оценок  за урок.

Преподаватель  благодарит учащихся за работу на уроке.