Тема: Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Составление уравнений ОВР методом электронного баланса.

Тип урока: Практическое занятие

Обучающие цели урока:

– формирование знаний важнейших химических понятий в области ОВР;

– формирование умения составлять уравнения ОВР

– формирование общих компетенций в соответствии с требованиями ФГОС;

– развитие межпредметных связей.

Учащиеся должны знать: сущность процессов окисления и восстановления; определения: степень окисления, окисление и восстановление, окислитель и восстановитель. Уметь: составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

 

Воспитательные и развивающие задачи:

- развитие умения анализировать и обобщать информацию, делать выводы;

- развитие самостоятельного мышления;

- развитие умения организовывать собственную деятельность, выбирать типовые методы и способы выполнения поставленных задач, оценивать их эффективность и качество.

- повышение интереса к предмету за счет взаимосвязи темы урока с избранной специальностью.

 

Приемы активизации познавательной деятельности:

- разъяснение целесообразности урока

- наглядность

- демонстрационный опыт

- проблемные вопросы

- работа в парах постоянного состава

 

Межпредметные связи: физика, электротехника, металлургия.

 

Оборудование и реактивы:

Для демонстрационного опыта:

· Растворы:

– Перманганат калия в мерном цилиндре

– Сульфит натрия

– Серная кислота

 

Технические средства обучения:

- компьютер, проектор, экран

 

ЭОР: презентация к уроку

 

Методическое обеспечение урока:

– методическое пособие «Окислительно-восстановительные реакции»;

– бланк отчета.

План урока:

1. Актуализация знаний

2. Объяснение терминов и определений

3. Формирование и закрепление умений составлять уравнения реакций методом электронного баланса в ходе практической работы

4. Домашнее задание

5. Значение изученной темы.

 

Ход урока:

Разъяснение цели урока.

Знание темы «Окислительно-восстановительные реакции», понимание процессов окисления и восстановления необходимо современному специалисту, так как многие процессы в технике и промышленности являются окислительно-восстановительными. В живой природе процессы дыхания, выработки энергии в клетках являются окислительно-восстановительными. Получение металлов из руд также является окислительно-восстановительным процессом.

 

1. Актуализация знаний

Краткое сообщение студента о взаимосвязи изученной темы и выбранной специальности (для нетехнических специальностей – взаимосвязь с физикой, биологией, повседневной жизнью). Сообщение должно быть подготовлено как индивидуальное домашнее задание.

Вопросы к аудитории.

17. Объяснение терминов и определений

Презентация: Окислительно-восстановительные реакции.

Задание:

• Определите степени окисления элементов в веществах:

• Сера

• Азотная кислота

• Вода

• Фосфат калия

• Оксид натрия

1. Формирование и закрепление умений составлять уравнения реакций методом электронного баланса в ходе практической работы

Демонстрационный опыт:

2 KMnO₄ + 5 Na₂SO₃ + 3 H₂SO₄ = 2 MnSO₄ + 5 Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O

Выполнение практической работы:

– Работа в парах постоянного состава – составление уравнения ОВР по алгоритму, представленному в методическом пособии.

– Индивидуальные задания по вариантам в методическом пособии.

1. Домашнее задание

Оформление отчета по практической работе

Значение изученной темы

Сообщение «Окислительно-восстановительные реакции в металлургических процессах»

 

Урок 34.

Лабораторная работа 6. Важнейшие окислители Влияние среды раствора на ход реакции

 

Цель работы. Изучение окислительно-восстановительных свойств различных веществ, типов окислительно-восстановительных реакций, а также методов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР).

 

Пояснения к работе

Перманганат-ион – сильный окислитель, но его окислительная способность ослабевает с уменьшением кислотности раствора. Под действием восстановителей в щелочной среде MnO₄^- восстанавливается до манганат-иона MnO₄^2-:

MnO₄^- + e^- = MnO₄^2-,

В нейтральной, слабокислой и слабощелочной среде MnO₄^- переходит в диоксид марганца MnO₂:

MnO₄^- + 2H₂O + 3 e^- = MnO₂ + 4OH^-

В кислотной среде перманганат-ион превращается в аквакатион [Mn(H₂O)₆]²⁺:

MnO₄^- + 8H₃O⁺ + 5 e^- = [Mn(H₂O)₆]²⁺ + 4H₂O

Разбавленные водные растворы перманганата калия неустойчивы, они разлагаются (особенно быстро под действием солнечных лучей) с образованием бурого осадка диоксида марганца и выделением кислорода:

4KMnO₄ + 2H₂O = 4KOH + 4MnO₂¯ + 3O₂­

Особенно быстро раствор KMnO₄ портится в присутствии восстановителей, органических веществ, которые всегда есть в воздухе. Этиловый спирт C₂H₅OH: так реагирует с перманганатом калия

2KMnO₄ + 3C₂H₅OH = 2KOH + 2MnO₂¯ + 3CH₃CHO + 2H₂O

В подкисленном растворе вместо MnO₂ образуются бесцветные катионы Mn²⁺. Например, в присутствии серной кислоты взаимодействие перманганата калия с таким общепризнанным восстановителем, как сульфит натрия, дает сульфат марганца и сульфат натрия, а также сульфат калия и воду:

 

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Точно такая же реакция, но проведенная в сильнощелочной среде, дает манганат-ионы MnO₄^2- зеленого цвета:

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Химики прошлого прозвали перманганат калия «хамелеоном»

Дихроматы, например дихромат калия K₂Cr₂O₇ – сильные окислители. Под действием восстановителей дихроматы в кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой реакции может служить окисление сульфита натрия раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор сульфита натрия.

K₂Cr₂O₇ + 3Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄+ K₂SO₄ + 4H₂O

Оранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого цвета. Соли хрома - ярко окрашены, именно поэтому элемент получил такое название: "хром", что в переводе с греческого означает "цвет, краска".

Порядок работы.