Пояснительная записка
В настоящее время целый ряд разделов школьной программы химии рассматривается в рамках основной школы поверхностно.
Так в школьном курсе химии предусматривается лишь краткое изучение одной из важнейших тем - особенностями окислительно-восстановительных процессов и объектов. Поэтому учащиеся не понимают, как можно применить полученные в курсе химии знания в области окислительно-восстановительных реакций.
Между тем знания учащихся по этому разделу необходимы для успешной сдачи вступительных экзаменов в ведущие вузы. Задания по данной теме включены в единый государственный экзамен, причём как в часть А, так и части В и С.
Кроме того, окислительно-восстановительные реакции чрезвычайно распространены. С ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение и брожение, фотосинтез. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, электролизе и выплавке металлов.
В школьной программе знания об окислительно-восстановительных реакциях формируются на нескольких уровнях: первые представления учащиеся получают в 8-м классе, в 9-м классе закрепляют в течение всего курса, в 10-м классе окислительно-восстановительные процессы изучаются с участием органических веществ, в11-м классе обобщаются знания по данной теме.
Однако окислительно-восстановительные реакции изучают недостаточно полно: не рассматривают их классификацию, составление уравнений методом электронно-ионного баланса, мало уделяют внимания влиянию среды на характер протекания этих реакций.
Данный спецкурс совершенствует умения учащихся решать составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций с участием неорганических и органических веществ, расширяет знания учащихся.
Цель спецкурса. Способствовать расширению знаний учащихся об окислительно-восстановительных реакциях.
Задачи спецкурса:
- расширить знания учащихся об окислителях и восстановителях;
- сформировать умения определения степеней окисления неорганических и органических соединений;
- научить учащихся использовать изменения степеней окисления для предсказания продуктов реакции;
- научить учащихся составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций, используя методы полуреакций и электронного баланса.
В результате изучения спецкурса учащиеся должны
знать:
- наиболее часто применяемые восстановители и окислители и продукты реакции;
- классификацию окислительно-восстановительных реакций;
- влияние среды на процессы окисления и восстановления;
- электролиз как окислительно-восстановительный процесс;
- примеры окислительно-восстановительных реакций в промышленности;
уметь:
- определять окислители и восстановители;
- определять степени окисления неорганических и органических соединений;
- использовать изменения степеней окисления для предсказания продуктов реакции;
- составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций, используя методы полуреакций и электронного баланса;
- применять составление уравнений окислительно-восстановительных реакций при решении задач;
Тематическое планирование
|
№ занятий |
Тема |
всего часов |
классно-поурочные занятия |
||
|---|---|---|---|---|---|
|
урок |
лаборат. опыты |
практич. работа |
|||
|
1. |
Электроотрицательность. Степень окисления. Валентность |
1 |
1 |
_ |
_ |
|
2 -3 |
Окислительно-восстановительные реакции. |
2 |
1 |
3 |
|
|
4 |
Классификация окислительно-восстановительных реакций. |
1 |
1 |
2 |
- |
|
5-6 |
Метод электронного баланса. |
2 |
2 |
- |
- |
|
7 |
Метод полуреакций. |
1 |
1 |
- |
- |
|
8-9 |
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полурекций. |
2 |
2 |
- |
- |
|
10 |
Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных реакций. |
1 |
1 |
1 |
|
|
11 |
Окислительно-восстановительные реакции с использованием органических и неорганических веществ |
1 |
- |
- |
1 |
|
12 |
Электролиз как окислительно-восстановительная реакция. |
1 |
1 |
- |
- |
|
13-14 |
Решение задач с использованием окислительно-восстановительных реакций |
2 |
2 |
- |
- |
|
15-16 |
Окислительно-восстановительные реакции в промышленности. |
2 |
2 |
- |
- |
|
17 |
Зачётная работа |
1 |
1 |
- |
- |
|
|
Всего часов |
17 |
|
|
|
Содержание занятий
Занятие 1. Электроотрицательность как способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. Количественная характеристика ЭО. Относительная ЭО. Изменение ЭО в периодах и А-группах. Степень окисления как количественная характеристика состояния атома в соединении. Валентность – способность атомов элементов к образованию химических связей. Структурные формулы.
Занятие 2-3. Окисление. Восстановление. Важнейшие восстановители: металлы, водород, уголь, соединения серы, галогенов, азота, фосфора, органические соединения. Важнейшие окислители: галогены, кислород, озон, пероксид водорода, серная кислота, селеновая кислота, соединения марганца, хрома, оксиды меди, серебра, свинца. Наиболее часто применяемые восстановители и окислители и продукты реакции.
Демонстрация. 1. Взаимодействие активных металлов с водой. 2. Разложение перманганата калия. 3. Каталитическое взаимодействие йода и алюминия.
Лабораторные опыты. 1. Взаимодействие различных металлов с растворами кислот.
2. Разложение перекиси в присутствии оксида марганца (IV). 3. Окисление этанола хромовой смесью.
Занятие 4. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Реакции межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).
Демонстрация. 5. Взаимодействие серы и магния. 6. Разложение нитрата натрия при нагревании.
Лабораторные опыты. 4. Вытеснение йода и брома хлором из растворов их солей. 5. Окисление муравьиного альдегида гидроксидом меди (II) и аммиачным раствором оксида серебра.
Занятие 5-6. Процессы окисления и восстановления. Общая схема окислительно-восстановительных реакций. Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.
Демонстрация. Видеофильм «Окислительно-восстановительные реакции»
Занятие 7. Электролиты сильные и слабые. Распад электролитов на ионы. Ионные уравнения для процессов окисления восстановителя и восстановления окислителя с последующим суммированием их в общее ионное уравнение.
Занятие 8-9. Правила составления окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным методом. Баланс атомов кислорода в ОВР, протекающих в различных средах.
Демонстрация. 7. Видеофильм «Окислительно-восстановительные реакции»
Занятие 10. Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных реакций на примерах соединений марганца и хрома.
Лабораторные опыты. 7. Взаимодействие перманганата калия с сульфитом калия (натрия) в нейтральной, кислой, щелочной средах.
Занятие 11. Практическая работа «Окислительно-восстановительные реакции с использованием органических и неорганических веществ»
Опыт 1. Получение хлора.
Выполнение работы. В две пробирки раздельно внести по 2-3 кристаллика KMnO4 и K2Cr2O7. В обе пробирки добавить по 2-3 капли концентрированной соляной кислоты (пл. 1,19 г/см3). Вторую пробирку слегка подогреть. Наблюдать выделение хлора.
Запись данных опыта. Отметить окраску хлора. Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что бихромат калия переходит в хлорид хрома (III), перманганат калия в хлорид марганца (II). Расставить коэффициенты в уравнении реакции методом электронно-ионного баланса.
Опыт 2. Сравнение восстановительных свойств галогенидов.
Выполнение работы. В три пробирки раздельно внести по 2-3 микрошпателя хлорида, бромида и иодида калия или натрия и по 2-3 капли концентрированной серной кислоты (пл.1,84 г/см3). Наблюдать в начале реакции выделение белого дыма в каждой пробирке. На образование каких веществ это указывает? Отметить последующее появление бурых паров брома и йода в соответствующих пробирках. По запаху (осторожно!) определить выделение диоксида серы во второй и сероводорода - в третьей.
Запись данных опыта. Описать наблюдаемые явления и написать уравнение каждой реакции в две фазы: 1) реакций обмена, протекающих с образованием соответствующих галогенводородов и
2) реакций восстановления избытка серной кислоты бромистым и йодистым водородом. Во втором случае составить окислительно-восстановительную реакцию и расставить коэффициенты методом электронного баланса. Протекала ли реакция восстановления серной кислоты хлористым водородом? Как изменяются восстановительные свойства в ряду HF, HCI, HBr, HI? Чем это объясняется?
Опыт 3.Взаимодействие пероксида водорода с иодидом калия.
Выполнение работы. К раствору иодида калия, подкислённому серной кислотой, прибавить по 1-2 капли 3%-ного раствора пероксида водорода. Для какового вещества характерна появившаяся окраска раствора?
Написать уравнение реакции. Окислителем или восстановителем является в ней пероксид водорода?
Опыт 4. Получение ацетилена и качественное его определение.
Выполнение работы. В прибор для получения газов поместить 2 г карбида кальция. Затем прилить воды. Прибор герметично закрыть, а газоотводную трубку опустить в пробирку с водным раствором перманганата калия. Отметить обесцвечивание раствора.
Запись данных опыта. Описать: 1) получение ацетилена; 2) составить уравнение окислительно-восстановительной реакции и расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса, зная, что в ходе реакции получается этандиовая (щавелевая) кислота.
Занятие 12. Электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Процессы, происходящие на катоде и аноде. Уравнения электрохимических процессов. Электролиз водных растворов с инертными электродами. Электролиз водных растворов с растворимыми электродами. Практическое применение электролиза.
Демонстрация. 8. электролиз водного раствора хлорида меди(II)
Занятие 13-14. Упражнения в составлении окислительно - восстановительных реакций (Приложение 1). Решение задач по теме с составлением уравнений.
Занятие15-16. Получение серной и азотной кислот. Металлургические процессы. Получение метанола, муравьиного и уксусного альдегидов.
Зачётная работа
Задание 1. У какого из соединений - бромоводорода (HBr) или йодоводорода (HI) сильнее проявляются восстановительные свойства в реакциях с концентрированной серной кислотой, протекающих по схемам:
а) HBr + H2SO4 
Br2 + SO2
+ H2O
б) HI + H2SO4 I2 + S + H2O
Составьте электронные уравнения, расставьте коэффициенты.
Задание 2. Методом электронно-ионного баланса составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих по схемам:
а) NaCrO2 + Br2 + NaOH Na2CrO4
+ ... + H2O
б) C6H12O6 + KMnO4
+ H2SO4 CO2 + ... + K2SO4
+ H2O
Задание 3. Вычислите массу образующейся в чистом виде серы, если через раствор, содержащий 1,58 г перманганата калия, пропустили 2,24 л сероводорода в присутствии серной кислоты.
Задание 4. При электролизе водного раствора бромида натрия на аноде выделился бром, масса которого составила 8 г. Вычислите объём газа (н.у.), который выделился при этом на катоде.
Тематика творческих работ
1. Галогены – участники окислительно-восстановительных процессов.
2. Окислительные способности серной кислоты.
3. Окислительно- восстановительные реакции в бытовой химии.
4. Перекись водорода. Окислительно - восстановительные свойства и применение.
5. Окислительно- восстановительные реакции в химической промышленности
Материально-техническая база
1. Телевизор.
2. Компьютер.
3. Мультимедийный проектор.
4. Видеомагнитофон.
5. Видеофильмы.
6. Приборы для получения газов.
7. Химические реактивы (согласно программе спецкурса).
Литература
для преподавателей
1. Хомченко Г.П., Севастьянова К.И. Окислительно-восстановительные реакции: Кн. для внеклассного чтения учащихся 8-10 кл.сред.шк.-М.: Просвещение, 1989.
2. Химия. Пособие-репетитор под редакцией Егорова А.С. Издательство «Феникс», 1997.
3. Лидин Р.А., Аликберова Л.Ю. Химия: Справочник для старшеклассников и поступающих в вузы.- М.: АСТ-ПРЕСС школа, 2002.
4. Васильева З. Г., Грановская А. А., Таперова А. А., Лабораторные работы по общей и неорганической химии. - М.:Химия, 1979.-336 с.,ил.
5. Радецкий А. М., Проверочные работы по химии в 8-11 классах: Пособие для учителя. - М.: Просвещение, 2000.-208 с.: ил.
для учащихся
1. Хомченко И.Г. Сборник задач и упражнений по химии. – М.: Новая волна, 1996.
2. Волович П. М. Сборник задач по неорганической химии. - М.: Рольф,1999.-350 2с-(домашний репетитор)
Примеры окислительно - восстановительные реакций в органической химии и неорганической химии см. в Приложении 1.