Конспект урока по химии в 11 классе по теме «Окислительно-восстановительные реакции,изменение pH в ходе окислительно-восстановительной реакции»

Конспект урока по химии в 11 классе по теме «Окислительно-восстановительные реакции,изменение pH в ходе окислительно-восстановительной реакции»
Конспект урока по химии подготовила: учитель высшее категории Икренникова Г.В.
Цель: углубить и расширить знания учащихся о составлении окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса, показать возможность образования кислоты или щелочи в ходе реакции
Задачи:
Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.
Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости от активности металлов, концентрации кислот и реакции среды раствора.
Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца.
4Сравнить рН растворов окислителей и восстановителей до и после протеканияокислительно-восстановительной реакции»
Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.
Оборудование: 3-химических стакана,(50мл) промывалка с дистиллированной водой,растворы перманганата калия ,иодида калия, сульфита натрия,сульфата марганца, гидроксида натрия ,серной кислоты,Лбаратория Архимед,датчики: температурный,рН растворов
ХОД УРОКА: 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.
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./ Следует помнить, что в целом молекула электронейтральна, поэтому в любой молекуле алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона.
. Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления и, как правило, изменяются степени окисления элементов./
Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.
Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.
Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.
Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.
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-):
в кислой среде – Mn+2 (соль), бесцветный раствор;
в нейтральной среде – MnO2, бурый осадок;
в щелочной среде - MnO42- , раствор зеленого цвета.
Рассмотрим ОВР, где окислителем является КMnO4, в составе которого марганец находится в высшей степени окисления +7. Продукты восстановления КMnO4 зависят от кислотности среды:
в кислой восстанавливается до Mn+2 , в нейтральной – до MnO2, в щелочной – до K2MnO4
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
KMnO4 + Na 2SO 3 + H2O → MnO2↓ + Na2SO4 + KOH
KMnO4 + Na 2SO3 + КOH → Na2SO4 + K2MnO4 + H2O
Подберите коэффициенты методом электронного баланса.
а) KI + КMnO4 + . . . —>MnSO4+ I2 + K 2SO4 + H2O
Ответ: т.к в результате реакции получается Mn+2 , следовательно процесс протекает в кислой среде с участием серной кислоты и образуется сульфат калия.
10KI + 2КMnO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4+ 5 I2 + 6K 2SO4 +8 H2O
2I-1 -2e —> I20 5 - окисление, восстановитель
Mn+7 + 5e —> Mn+2 2- восстановление, окислитель
«Гидролиз солей»
Цель: Развить представление школьников о гидролизе солей, ввести количественную характеристику данного процесса
Задачи:
Образовательные – сформировать представление о гидролизе солей, рассмотреть факторы, влияющие на смещение химического равновесия гидролитических реакций, установить взаимосвязи между строением и свойствами солей;
Развивающие – развивать умения писать уравнения гидролиза, определять среду растворов, устанавливать образование кислых или основных солей в реакциях, экспериментальным путем определять рН среды, анализировать, сравнивать, объяснять полученные результаты.
Воспитательные – формировать умения работать в группе.
Тип урока: изучение нового материала.
Методы обучения: эвристический, экспериментально-исследовательский.
Оборудование и реактивы: таблицы “Окраска индикаторов”, “Степень диссоциации кислот и щелочей”, “Растворимость солей, кислот и оснований в воде”;Температурный датчик,датчик рН, 5стаканов(50мл),промывалка,лаборатория Архимеда,растворы:карбоната натрия,хлорида железа(ш),хлорида железа(ц),фосфата натрия,гидрофосфата натрия,дигидрофосфата натрия, на столах учащихся: растворы солей NaCl, Al(NO3)3 , Nа2СО3, NaHSO4, NaHCO3, Na3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4, универсальная индикаторная бумага
Планируемые результаты обучения: на изученных примерах уметь объяснять сущность гидролиза солей, записывать краткие и полные ионные уравнения реакций гидролиза, объяснять изменение кислотности среды и образование кислых или основных солей в этом процессе; объяснять процессы, протекающие в растворах, применять принцип Ле-Шателье для объяснения процессов гидролиза.
Ход урока: Как и любой вопрос, имеющий большое практическое значение и применение, основан на теории, а именно теории протекания химических явлений, теории растворов. Разминка.
Назовите формулы сильных оснований.
Назовите формулы слабых оснований.
Назовите формулы сильных кислот.
Назовите формулы слабых кислот.
По какому признаку эти вещества классифицируют на сильные и слабые?
Какие ионы образуются при диссоциации оснований?
Какова среда раствора в данном случае?
Какие ионы образуются при диссоциации кислот?
Какова среда раствора?
Сделайте вывод, присутствие каких ионов обуславливает щелочную и кислотную реакцию среды.
Как изменится цвет лакмуса в щелочной и кислотной среде?
Химический эксперимент (работа в парах)
Перед вами четыре пробирки, в которых растворы кислоты, щелочи, дистиллированная вода, водопроводная вода. Подтвердим ваши ответы экспериментом. При работе не забывайте о правилах ТБ при обращении с химическими веществами.
Инструктивная карточка к лабораторной работе по теме: «Изменения цвета универсальной индикаторной бумаги в растворах кислот и щелочей».
1. Возьмите пробирку № 1 с раствором воды опустите в неё универсальную индикаторную бумагу.
2. Отметьте цвет индикаторной бумаги, сделайте вывод.
3. Возьмите пробирку № 2 с раствором кислоты опустите в неё универсальную индикаторную бумагу.
4. Отметьте цвет индикаторной бумаги, сделайте вывод.
5. Возьмите пробирку № 3 с раствором щёлочи опустите в неё универсальную индикаторную бумагу.
6. Возьмите пробирку № 4 с раствором дистиллированной воды опустите в неё универсальную индикаторную бумагу.
7. Отметьте цвет индикаторной бумаги, сделайте вывод.
Какова окраска универсальной индикаторной бумаги в пробирках? Результаты реакций в 1-3 пробирках мы легко можем объяснить. А как объяснить слабощелочную реакцию среды в пробирке с водопроводной водой? Вспомним, в чем различие дистиллированной воды и воды водопроводной. (присутствие растворенных солей). Значит, окраску лакмуса обуславливает наличие в воде растворенных солей. Можем ли мы, основываясь на имеющихся знаниях, объяснить результаты 4 опыта? Действительно, вы столкнулись с неизвестным пока для вас явлением, которое не можете грамотно истолковать на основании имеющегося у вас опыта и знаний. Это явление – гидролиз солей в водных растворах, и ему мы посвятим сегодняшний урок. Всегда ли нейтральны водные растворы солей? Вода – нейтральна, потому что содержит ионы водорода и ионы гидроксила в равных количествах.
H2O = H+ + OH–
Смещается ли равновесие при растворении в воде солей? Напомним, что при избытке ионов водорода H+  среда получается кислой, при избытке ионов гидроксила OH–   щелочной. Соли состоят из двух ионов: катиона – положительно заряженного иона и аниона – отрицательно зараженного иона. Кислоты и основания бывают слабыми, малорастворимыми, и сильными растворимыми. Если соль образована равными по силе кислотой и основанием, раствор такой соли нейтрален. Когда силы не равны - кислотность определяет сильнейший. При растворении в воде многие соли способны смещать равновесие:H 2O → H+ + OH-
В ту или другую сторону вследствие взаимодействия между ионами соли и молекулами воды. Этот процесс называется гидролизом. Гидролиз соли- этообратимая обменная реакция, в которой изменяется концентрация ионов H+
раствора.Ее важной характеристикой является степень гидролиза- отношение количества гидрализованной соли к общему количеству соли, введенной в раствор. Мы знаем, что соли – производные кислот и оснований. Растворимая соль в воде диссоциирует на составляющие ее ионы.Нитрат алюминия – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, диссоциирует следующим образом
Al(NO3)3 → Al 3+ + 3NO3-
Очевидно, что в растворе данной соли противоположно заряженные ионы объединятся.
Al 3+ + 3NO3- + 3H+ + 3OH- . →Al (OH) 3+3 H+ + 3 NO3-
Катионы алюминия прочно связывают гидроксид-ионы, так как гидроксид алюминия слабое основание и не подвергается диссоциации. Нитрат-ионы не могут быть связаны катионами водорода, так как азотная кислота – сильная и диссоциирует полностью. В результате – в растворе избыток катионов водорода, вследствии этого – среда раствора кислотная. Al(NO3)3 →Al(OH)3+ HNO3 слабое основание сильная кислота [OH-] < [H+] Кислотная среда .
Для того, чтобы записать уравнение гидролиза, воспользуемся памяткой. 1. Определим состав соли: Al(NO3)3 сл. осн, с. к-та
2. Возьмем ион слабого электролита и напишем уравнение его взаимодействия с составными частями воды:
Al 3+ +3 HOH → Al (OH) 3 +3 H+.
На основании краткого ионного уравнения напишем молекулярное уравнение. Исходные вещества известны – соль и вода, продукты гидролиза составим, связывая образовавшиеся ионы с теми ионами соли, которые не участвуют в гидролизе:
Al (NO3)3 + H2O →AlOH(NO3 )2 + HNO 3. Одним из продуктов данной обменной реакции является основная соль.
Сформулируем вывод: Раствор соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, имеет кислотную реакцию, так как в растворе избыток катионов водорода.
Карбонат натрия – соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, диссоциирует следующим образом
Na 2CO3 →2Na + + CO3 2-
Карбонат-ионы прочно связывают катионы водорода, так как угольная кислота слабая. Катионы натрия не могут быть связаны гидроксид-ионами, так как гидроксид натрия – сильное основание и диссоциирует полностью.
2Na + + CO3 2- + H+ + OH- . →HCO 3-+ 2Na + + OH-
В результате в растворе избыток гидроксид-ионов, вследствие чего среда щелочная.
Na 2CO3 → NaOH+ H 2CO3
сильное основание слабая кислота [OH-] > [H+] Щелочная среда Воспользовавшись памяткой, самостоятельно составьте молекулярное уравнение гидролиза карбоната натрия.
CO3 2- + H+ +ОН- →HCO 3- + OH-
Na 2CO3 + H2O→ NaHCO3 + Na OH
Одним из продуктов данной обменной реакции является кислая соль. Сформулируем вывод: Раствор соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, имеет щелочную реакцию, так как в растворе избыток гидроксид-ионов.
Хлорид натрия – соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.
NaCl →Na + + Cl –
H 2O→ H + + OH-
Хлорид натрия гидролизу не подвергается, так как в составе соли нет иона, который мог бы при взаимодействии с водой образовывать слабый электролит.
NaCl→ NaOH+ HCl
сильное основание сильная кислота [OH-] ═ [H+] Среда нейтральная Сформулируем вывод: Раствор соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой, имеет нейтральную реакцию, так как в растворе равное количество катионов водорода и гидроксид-ионов.
Случай, когда соль образована слабым основанием и слабой кислотой более сложный и будет рассмотрен. Продукты гидролиза зависят от соотношения констант диссоциации основания и кислоты. Отмечу лишь, что зачастую гидролиз в данном случае идет необратимо, соль полностью разлагается водой. В этом случае в таблице растворимости в ячейке соответствующей соли стоит прочерк.
объяснение гидролиза сульфида алюминия.
Думаю, теперь мы сможем сформулировать определение понятия «гидролиз» Проанализируйте записи молекулярных уравнений рассмотренных процессов: К какому типу мы отнесем данные реакции? Какие вещества в них участвуют? В чем заключается сущность гидролиза? Какие продукты данных взаимодействий с точки зрения теории электролитической диссоциации мы получили?
Итак, гидролиз – это реакция обмена между некоторыми солями и водой приводящая к образованию слабого электролита.
III. ЗАКРЕПЛЕНИЕ
Можно ли по составу соли сделать заключение о возможности ее гидролиза? Это возможно с помощью таблицы растворимости. Нерастворимые соли гидролизу практически не подвергаются. Если соль в воде растворима, то следует выяснить, входит ли в ее состав катион, отвечающий слабому основанию, или анион, отвечающий слабой кислоте. Так отчего же водопроводная вода имеет слабощелочную среду? Из-за гидролиза солей, которые в качестве примесей имеются в водопроводной воде. Можем предположить, что это соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой. Предлагаю в качестве домашнего задания следующее: выяснить из дополнительных источников , какие соли находятся в нашей воде и составить уравнения их гидролиза.
.
Этапы урока Деятельность учителя Деятельность учащихся Время
1. Актуализация знаний Организует работу с текстом (мотивирует на изучение темы “Гидролиз солей”. определяют тему урока и задачи. 2 мин.
2. Изучение нового материала Организует выполнение лабораторной работы №1: Испытайте предложенные растворы солей NaCl, АlCl3, Nа2СО3 универсальной индикаторной бумагой. Определите характер среды. Объясните полученные результаты. Предоставляет инструкцию, напоминает учащимся о правилах ТБ. Выполняют лабораторный опыт №1. Определяют характер среды. Приходят к выводу о недостаточности имеющихся знаний для объяснения полученных результатов. 37 мин.
Организует беседу для решения возникших у учеников затруднений в объяснении полученных результатов:
- Что происходит с солями в растворе? (диссоциация)
- Какие частицы находятся в растворе? (катионы и анионы)
- Возможно ли взаимодействие ионов соли с полярными молекулами воды? В каких случаях оно возможно? (образование малодиссоциирующих частиц) Приходят к выводу о взаимодействии ионов солей с молекулами воды, в результате чего в растворе накапливаются ионы водорода или гидроксид-ионы. Организует работу учащихся с текстом “Гидролиз солей” , консультирует учащихся. Изучают процессы гидролиза солей, записывают уравнения гидролиза. Работают в группах, при необходимости обращаются к учителю за консультацией. Организует выполнение лабораторного опыта №2. Определите характер среды водных растворов гидросульфата натрия NaHSO4 и гидрокарбоната натрия NaHCO3. Объясните полученные результаты. Запишите уравнения протекающих реакций. Выполняют лабораторный опыт №2. Анализируют состав солей, процессы гидролиза, записывают уравнение гидролиза:
НСО3- + НОН <—> Н2СО3 +ОН- Организует беседу по вопросам:
- Угольная кислота нестойкая. Почему же не наблюдается выделение углекислого газа? (обратимый процесс)
- Какому принципу подчиняется состояние обратимых систем? (принцип Ле-Шателье)
- Как усилить гидролиз? (разбавление, повышение температуры) Отвечают на вопросы.
Применяют принцип Ле-Шателье для гидролитических процессов. Организует выполнение опыта лаборатория Архимеда рН датчик: Испытание раствора фосфата натрияNa3PO4,гидрофосфата натрия Na2HPO4 и дигидрофосфата натрия NaH2PO4..Запишите полученные результаты. Записывают полученные результаты. Представляет учащимся таблицу для объяснения полученных результатов.
Приводит учащихся к выводу о том, что характер среды в растворах кислых солей зависит от соотношения констант диссоциации и гидролиза. Анализируют таблицу и записывают процессы, происходящие в растворах солей.
1. Na3PO4 —> 3Na+ + РО43-
РО43- + НОН <—> НРО42-+ОН-
2. Na2HPO4 —> 2Na+ + HPO42-
HPO42- <—> H+ + РО43-
HPO42- + HOH <—> H2 PO4- + OH-
3. NaH2PO4 —>Na+ + H2PO4-
H2PO4- <—> H+ + HPO42-
H2PO4- + HOH <—> H3 PO4+ OH- 3. Первичный контроль Предоставляет учащимся тестовые задания Работают в группах, обсуждают результаты, осуществляют взаимопроверку и самопроверку. 5 мин.
4. Домашнее задание Предлагает и комментирует домашнее задание: выучить теорию и ответить на вопрос: Возможна ли реакция между цинком и хлоридом цинка? Записывают домашнее задание. 1 мин.
Литература.
1. Габриелян О.С. Настольная книга для учителя химии. 11 класс. – М.: Блик плюс, 2000.
2. Можаев Г.М. Гидролиз солей http://www.kontren.narod.ru/lttrs/gydrol.htm3. Сгибнева Е.П., Скачков А.В. Современные открытые уроки химии (Серия “Школа радости”) – Ростов н/Д: изд-во “Феникс”, 2002.
4. Четверова Л.М. Гидролиз солей http://him.1september.ru/2004/08/21.htm