Тема:

Окислительно-восстановительные

реакции.

Понятие

об

электролизе

расплавов и растворов солей.

Класс: 11

Тип урока: Урок изучения нового материала

Цель урока: Сформировать представление об окислительно-восстановительных реакциях

и электролизе, как важных химических процессах, их сущности и практическом значении.

Задачи урока:

Образовательные:

Сформировать понятия: окисление, восстановление, окислитель, восстановитель,

окислительно-восстановительная реакция (ОВР), электролиз, электроды (катод, анод).

Научить определять степень окисления элементов в соединениях.

Научить составлять схемы электронного баланса для уравнивания ОВР.

Познакомить с процессом электролиза расплавов и растворов солей.

Сформировать знания о практическом применении электролиза.

Развивающие:

Развивать умение анализировать, сравнивать, обобщать информацию.

Развивать логическое мышление, умение устанавливать причинно-следственные

связи.

Развивать навыки самостоятельной работы с учебной литературой.

Развивать навыки работы в группе, умение вести дискуссию и аргументировать свою

точку зрения.

Воспитательные:

Формировать интерес к изучению химии.

Показывать взаимосвязь теории и практики.

Воспитывать умение работать в коллективе, слушать и уважать мнение других.

Планируемые результаты:

Предметные:

Уметь определять степень окисления элементов в соединениях.

Знать понятия: окисление, восстановление, окислитель, восстановитель, ОВР,

электролиз, электроды.

Уметь составлять схемы электронного баланса для уравнивания ОВР.

Знать сущность процессов, происходящих при электролизе расплавов и растворов

солей.

Приводить примеры практического применения электролиза.

Метапредметные:

Регулятивные: Уметь ставить цель, планировать свою деятельность, контролировать

и оценивать свои действия.

Познавательные: Уметь анализировать информацию, выделять главное, сравнивать,

обобщать, устанавливать причинно-следственные связи, делать выводы.

Коммуникативные: Уметь работать в группе, вести дискуссию, аргументировать

свою точку зрения, слушать и понимать других.

Личностные:

Сформировать устойчивый интерес к химии как науке.

Понимать значимость химических знаний для жизни и деятельности человека.

Уметь самостоятельно оценивать свои достижения и трудности.

Методы обучения:

Объяснительно-иллюстративный

Проблемный

Репродуктивный

Частично-поисковый (эвристический)

Практический

Формы организации познавательной деятельности:

Фронтальная

Индивидуальная

Групповая

Оборудование и материалы:

Компьютер, проектор, экран.

Презентация по теме урока.

Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.

Таблица растворимости.

Электрохимический ряд напряжений металлов.

Раздаточный материал (карточки с заданиями, схемы, таблицы).

Возможно, демонстрация электролиза воды или растворов солей, если позволяет

оборудование)

Ход урока:

I. Организационный момент (1-2 минуты)

Приветствие учащихся.

Проверка готовности к уроку.

Создание положительного эмоционального настроя.

II. Актуализация знаний (5-7 минут)

Фронтальный опрос:

Что такое степень окисления?

Как определить степень окисления элемента в соединении?

Приведите примеры соединений с разными степенями окисления элементов

(например, азота, серы, железа).

III. Целеполагание и мотивация (3-5 минут)

Создание проблемной ситуации:

Пример реакции, где происходит изменение степени окисления элементов (например,

взаимодействие цинка с соляной кислотой).

Вопрос: "Что происходит с атомами цинка и водорода в ходе этой реакции?" "Почему

происходит изменение степени окисления?"

Формулировка

темы

урока:

На

основании

ответов

учащихся

подводится

к

формулировке темы урока: "Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз."

Определение цели урока: Учащиеся совместно с учителем определяют цель урока –

изучить ОВР и электролиз, научиться определять окислитель и восстановитель,

составлять схемы электронного баланса.

IV. Изучение нового материала (20-25 минут)

1.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР): ногие химические реакции

связаны

с

перераспределением

электронов

между

атомами,

ионами

или

молекулами.

Эти

реакции

называются

окислительно-восстановительными

реакциями (ОВР). Они играют огромную роль в природе, технике и повседневной

жизни.

Основные понятия:

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой. При этом

степень окисления элемента повышается.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, ионом или молекулой.

При этом степень окисления элемента понижается.

Окислитель – вещество, которое принимает электроны в ходе химической реакции, тем

самым само восстанавливаясь. Окислитель понижает свою степень окисления.

Восстановитель – вещество, которое отдает электроны в ходе химической реакции, тем

самым само окисляясь. Восстановитель повышает свою степень окисления.

Мнемонические правила для запоминания:

"Окисление отдал - окислился; Восстановление принял - восстано

>

вился."

"Окислитель забирает, восстановитель – дает."

Важно помнить: Окисление и восстановление – это единый взаимосвязанный

процесс. Не может быть окисления без восстановления и наоборот!

Пример:

Рассмотрим реакцию взаимодействия цинка с соляной кислотой:

Zn

⁰

+ 2H

⁺

¹Cl

⁻

¹ → Zn

⁺

²Cl

₂⁻

¹ + H

₂⁰

Zn

⁰

- 2e

⁻

→ Zn

⁺

² (Цинк отдает электроны, окисляется, является восстановителем)

2H

⁺

¹ + 2e

⁻

→ H

₂⁰

(Водород принимает электроны, восстанавливается, является

окислителем)

В данной реакции:

Цинк – восстановитель.

Соляная кислота (ионы водорода) – окислитель.

Важность электронного баланса для уравнивания ОВР:

Многие ОВР сложно уравнять простым подбором коэффициентов. Метод электронного

баланса позволяет правильно расставить коэффициенты, учитывая количество отданных и

принятых электронов. При этом необходимо строго соблюдать закон сохранения массы и

закон сохранения электрического заряда. Метод электронного баланса обеспечивает:

Правильное соотношение реагентов и продуктов: Он позволяет точно определить,

сколько одного вещества необходимо для реакции с другим.

Уравнение баланса электронов: Убедиться, что количество электронов, отданных

восстановителем, равно количеству электронов, принятых окислителем.

Понимание механизма реакции:

Электронный баланс помогает понять, какие

элементы окисляются и восстанавливаются, и следовательно, как происходит реакция

на электронном уровне.

Алгоритм составления электронного баланса был рассмотрен ранее.

Примеры ОВР в природе и промышленности:

В природе:

Фотосинтез: Углекислый газ и вода под действием солнечного света превращаются в

глюкозу и кислород. Это сложный многоступенчатый процесс, в котором происходит

окисление воды и восстановление углекислого газа.

Дыхание: Глюкоза окисляется кислородом до углекислого газа и воды с выделением

энергии, необходимой для жизнедеятельности организма.

Коррозия металлов: Железо в присутствии кислорода и влаги окисляется, образуя

ржавчину (гидратированный оксид железа(III)).

Образование озона в атмосфере:

Кислород под действием ультрафиолетового

излучения превращается в озон.

В промышленности:

Производство чугуна и стали: Железную руду восстанавливают коксом (углеродом)

до металлического железа.

Электролиз:

Разложение

веществ

электрическим

током

(например,

получение

алюминия из оксида алюминия).

Производство серной кислоты: Окисление серы до сернистого газа, а затем до серного

ангидрида и растворение его в воде.

Сжигание топлива: Окисление углеводородов кислородом с выделением тепла и света.

(Двигатели внутреннего сгорания, тепловые электростанции).

Получение аммиака (процесс Габера): Азот и водород реагируют с образованием

аммиака.

Производство удобрений: Многие удобрения, такие как нитраты и фосфаты, получают

с использованием ОВР.

Значение ОВР:

ОВР играют важнейшую роль во многих сферах нашей жизни:

Получение энергии: Сжигание топлива, работа аккумуляторов и батарей основаны на

ОВР.

Производство химических веществ: Многие важные химические вещества получают с

помощью ОВР.

Защита окружающей среды: ОВР используются для очистки сточных вод и воздуха от

вредных примесей.

Медицина:

ОВР лежат в основе многих лечебных процессов и диагностических

методов.

2.Составление схемы электронного баланса

Пошаговое объяснение алгоритма составления электронного баланса

Рассмотрим на примере реакции взаимодействия цинка с соляной кислотой:

Zn + HCl → ZnCl2 + H2 (запишем реакцию в молекулярном виде)

1. Определите степени окисления всех элементов в реагентах и продуктах реакции:

Zn

⁰

+ H

⁺

¹Cl

⁻

¹ → Zn

⁺

²Cl

₂⁻

¹ + H

₂⁰

2. Выделите элементы, изменившие свою степень окисления. Запишите схемы

изменений степени окисления:

Zn

⁰

→ Zn

⁺

² (Цинк повысил степень окисления)

H

⁺

¹ → H

₂⁰

(Водород понизил степень окисления)

3. Определите количество электронов, отданных или принятых каждым атомом.

Укажите это число в схеме:

Zn

⁰

- 2e

⁻

→ Zn

⁺

² (Цинк отдал 2 электрона)

2H

⁺

¹ + 2e

⁻

→ H

₂⁰

(Два атома водорода приняли вместе 2 электрона) Важно учитывать,

что водород в продуктах существует в виде молекулы H

₂

, поэтому необходимо

удвоить количество атомов водорода до и после реакции.

4. Определите наименьшее общее кратное (НОК) для количества отданных и

принятых электронов:

В данном случае, НОК(2, 2) = 2.

5. Найдите коэффициенты, разделив НОК на количество отданных и принятых

электронов:

2 / 2 = 1 (коэффициент для цинка)

2 / 2 = 1 (коэффициент для водорода)

6. Запишите найденные коэффициенты перед формулами элементов, изменивших

степень окисления:

1Zn

⁰

- 2e

⁻

→ 1Zn

⁺

²

1(2)H

⁺

¹ + 2e

⁻

→ 1H

₂⁰

(Единицу можно не писать, но на данном этапе она поможет).

7. Перенесите найденные коэффициенты в исходное уравнение реакции:

1Zn + HCl → 1ZnCl

₂

+ 1H

₂

(или просто Zn + HCl → ZnCl

₂

+ H

₂

)

8. Уравняйте все остальные элементы, не участвовавшие в окислении и

восстановлении, подбором коэффициентов:

Zn + 2HCl → ZnCl

₂

+ H

₂

(Уравняли хлор, добавив коэффициент 2 перед HCl)

Теперь реакция уравнена методом электронного баланса.

Примеры уравнивания ОВР различной сложности

Пример 1: Реакция с участием перманганата калия в кислой среде (более сложный

случай)

KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

1.

Определение степеней окисления:

K

⁺

¹Mn

⁺⁷

O

₄⁻

² + HCl → K

⁺

¹Cl

⁻

¹ + Mn

⁺

²Cl

₂⁻

¹ + Cl

₂⁰

+ H

₂⁺

¹O

⁻

²

2.

Схемы изменений степени окисления:

Mn

⁺⁷

→ Mn

⁺

²

Cl

⁻

¹ → Cl

₂⁰

(У хлора несколько усложняется)

3.

Определение количества электронов:

Mn

⁺⁷

+ 5e

⁻

→ Mn

⁺

²

2Cl

⁻

¹ - 2e

⁻

→ Cl

₂⁰

(Опять же учитываем, что хлор существует в виде молекулы)

4.

НОК: НОК(5, 2) = 10

5.

Коэффициенты:

10 / 5 = 2 (для марганца)

10 / 2 = 5 (для хлора)

6.

Запись коэффициентов в схемы:

2Mn

⁺⁷

+ 5e

⁻

→ 2Mn

⁺

²

5(2)Cl

⁻

¹ - 2e

⁻

→ 5Cl

₂⁰

7.

Перенос коэффициентов в уравнение реакции (начинаем с тех, кто изменил С.О.):

2KMnO

₄

+ HCl → KCl + 2MnCl

₂

+ 5Cl

₂

+ H

₂

O

8.

Уравнивание остальных элементов:

Уравняем калий: 2KMnO

₄

+ HCl → 2KCl + 2MnCl

₂

+ 5Cl

₂

+ H

₂

O

Уравняем марганец (уже уравнен).

Уравняем хлор: 2KMnO

₄

+ 16HCl → 2KCl + 2MnCl

₂

+ 5Cl

₂

+ H

₂

O (16 атомов хлора до

реакции, 2 + 4 + 10 = 16 после…пока что все в порядке)

Уравняем водород: 2KMnO

₄

+ 16HCl → 2KCl + 2MnCl

₂

+ 5Cl

₂

+ 8H

₂

O

Проверим кислород: 2*4 = 8 кислорода до реакции и 8 после.

Получаем: 2KMnO

₄

+ 16HCl → 2KCl + 2MnCl

₂

+ 5Cl

₂

+ 8H

₂

O

Пример 2: Реакция с участием азотной кислоты (разбавленной) и меди:

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

1.

Определение степеней окисления:

Cu

⁰

+ H

⁺

¹N

⁺⁵

O

₃⁻

² → Cu

⁺

²(N

⁺⁵

O

₃⁻

²)

₂

+ N

⁺

²O

⁻

² + H

₂⁺

¹O

⁻

²

2. Схемы изменений степени окисления:

Cu

⁰

→ Cu

⁺

²

N

⁺⁵

→ N

⁺

²

3. Определение количества электронов:

Cu

⁰

- 2e

⁻

→ Cu

⁺

²

N

⁺⁵

+ 3e

⁻

→ N

⁺

²

4. НОК: НОК(2, 3) = 6

5. Коэффициенты:

6 / 2 = 3 (для меди)

6 / 3 = 2 (для азота)

6. Запись коэффициентов в схемы:

3Cu

⁰

- 2e

⁻

→ 3Cu

⁺

²

2N

⁺⁵

+ 3e

⁻

→ 2N

⁺

²

7. Перенос коэффициентов в уравнение реакции (начинаем с тех, кто изменил С.О.):

3Cu + HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O

8. Уравнивание остальных элементов:

Уравняем медь: 3Cu + HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O

Уравняем азот (в нитрате меди и NO): 3 * 2 + 2 = 8 атомов азота в продуктах, значит,

перед HNO3 ставим 8: 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O

Уравняем водород: 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Проверим кислород: 8

* 3 = 24 кислорода до реакции и 3 * 6 + 2 + 4 = 24 после.

Получаем: 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

3.

Электролиз

Определение:

Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий при

прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита. Сущность

электролиза заключается в том, что электрическая энергия преобразуется в химическую

энергию, вызывая химические реакции, которые самопроизвольно не протекают.

Ключевые компоненты электролиза:

Электролит: Вещество, которое проводит электрический ток в растворе или расплаве

за счет наличия ионов (анионов и катионов). Это могут быть кислоты, щелочи, соли.

Электроды: Проводники, через которые электрический ток подводится к электролиту.

Катод: Отрицательно заряженный электрод, на котором происходит процесс

восстановления.

Анод: Положительно заряженный электрод, на котором происходит процесс

окисления.

Источник постоянного тока: Обеспечивает направленное движение электронов в

цепи.

Электролиз расплавов солей:

При электролизе расплавов солей процессы на электродах относительно просты:

Катод (-): Катионы металла (Meⁿ

⁺

) направляются к катоду и восстанавливаются до

металлического состояния.

Meⁿ

⁺

+ ne

⁻

→ Me

⁰

Пример: Электролиз расплава хлорида натрия (NaCl):

Na

⁺

+ e

⁻

→ Na

⁰

(на катоде выделяется металлический натрий)

Анод (+): Анионы (например, Cl

⁻

) направляются к аноду и окисляются, отдавая

электроны.

n X

⁻

- ne

⁻

→ X

ₙ

⁰

Пример: Электролиз расплава хлорида натрия (NaCl):

2Cl

⁻

- 2e

⁻

→ Cl

₂⁰

(на аноде выделяется газообразный хлор)

Суммарное уравнение электролиза расплава NaCl:

2NaCl (расплав) → (электролиз) 2Na + Cl

₂

Электролиз растворов солей:

Электролиз растворов солей – более сложный процесс, чем электролиз расплавов. Помимо

ионов соли, в растворе присутствуют ионы воды (H

⁺

и OH

⁻

), которые также могут

участвовать в электродных процессах. Продукты электролиза зависят от нескольких

факторов:

1.

Активность металла (по положению в электрохимическом ряду напряжений

металлов):

Металлы, стоящие в ряду напряжений левее алюминия (Li, K, Ca, Na, Mg, Al):

Вместо них на катоде восстанавливается вода, образуя водород.

2H

₂

O + 2e

⁻

→ H

₂

+ 2OH

⁻

Металлы, стоящие в ряду напряжений между алюминием и водородом (Mn, Zn,

Cr, Fe, Ni, Sn, Pb): На катоде одновременно восстанавливаются ионы металла и вода.

Соотношение продуктов зависит от концентрации раствора и других факторов.

Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода (Cu, Ag, Au, Pt): На катоде

восстанавливаются только ионы металла.

Cu²

⁺

+ 2e

⁻

→ Cu

⁰

2.

Природа аниона:

Бескислородные анионы (Cl

⁻

, Br

⁻

, I

⁻

, S²

⁻

): Окисляются на аноде.

2Cl

⁻

- 2e

⁻

→ Cl

₂⁰

Кислородсодержащие анионы (SO

₄

²

⁻

, NO

₃⁻

, PO

₄

³

⁻

) и фторид-ионы (F

⁻

): Вместо

них на аноде окисляется вода, образуя кислород.

2H

₂

O - 4e

⁻

→ O

₂

+ 4H

⁺

OH

⁻

(гидроксид-ионы): Также окисляются на аноде, образуя кислород:

4OH

⁻

- 4e

⁻

→ O

₂

+ 2H

₂

O

3.

Концентрация раствора: При очень высоких концентрациях соли возможно окисление

аниона даже в том случае, если вода окисляется легче (например, электролиз

концентрированного раствора NaCl).

Примеры электролиза растворов солей:

Электролиз раствора хлорида меди(II) (CuCl

₂

):

На катоде: Cu²

⁺

+ 2e

⁻

→ Cu

⁰

(выделяется медь)

На аноде: 2Cl

⁻

- 2e

⁻

→ Cl

₂⁰

(выделяется хлор)

Суммарное уравнение: CuCl

₂

(раствор) → (электролиз) Cu + Cl

₂

Электролиз раствора сульфата меди(II) (CuSO

₄

):

На катоде: Cu²

⁺

+ 2e

⁻

→ Cu

⁰

(выделяется медь)

На аноде: 2H

₂

O - 4e

⁻

→ O

₂

+ 4H

⁺

(выделяется кислород, раствор подкисляется)

Суммарное уравнение: 2CuSO

₄

+ 2H

₂

O → (электролиз) 2Cu + O

₂

+ 2H

₂

SO

₄

Электролиз раствора сульфата натрия (Na

₂

SO

₄

):

На катоде: 2H

₂

O + 2e

⁻

→ H

₂

+ 2OH

⁻

(выделяется водород, раствор подщелачивается)

На аноде: 2H

₂

O - 4e

⁻

→ O

₂

+ 4H

⁺

(выделяется кислород, раствор подкисляется)

Суммарное уравнение: 2H

₂

O → (электролиз) 2H

₂

+ O

₂

(Происходит электролиз

воды!)

Практическое применение электролиза:

Благодаря возможности осуществлять реакции окисления и восстановления, электролиз

нашел широкое применение в различных отраслях промышленности:

Получение чистых металлов: Электролиз используется для получения алюминия,

меди, цинка, магния и других металлов из руд или расплавов солей. Особенно важен

электролиз в производстве алюминия (процесс Холла-Эру).

Производство химических веществ: Получение хлора, водорода, щелочей (NaOH)

электролизом растворов хлоридов.

Гальванотехника: Нанесение тонких металлических покрытий на поверхность

металлических или неметаллических изделий для защиты от коррозии, улучшения

внешнего вида или придания специальных свойств.

Гальваностегия: Покрытие одного металла другим (например, хромирование,

никелирование, серебрение, золочение).

Гальванопластика: Получение точных копий предметов путем осаждения металла

на матрицу. Используется в полиграфии, изготовлении ювелирных изделий, деталей

сложной формы.

Очистка (рафинирование) металлов: Электролитическое рафинирование меди,

серебра и других металлов для получения очень высокой степени чистоты.

Водоочистка: Электролиз может использоваться для обеззараживания воды и удаления

из нее вредных примесей.

Зарядка аккумуляторов: Аккумуляторы работают на принципе обратимых

электрохимических реакций. При зарядке аккумулятора происходит электролиз,

восстанавливающий исходные вещества.

Роль электролиза в будущем:

Электролиз рассматривается как перспективный метод получения "зеленого" водорода из

воды с использованием возобновляемых источников энергии. "Зеленый" водород может

быть использован как экологически чистое топливо и как сырье для химической

промышленности, что позволит снизить зависимость от ископаемого топлива.

V. Первичное закрепление (5-7 минут)

Индивидуальная работа с карточками:

Определение степени окисления элементов в соединениях.

Определение окислителя и восстановителя в предложенных реакциях.

Составление схемы электронного баланса для простых ОВР.

Пример карточки для индивидуальной работы:

Карточка № 1

1.

Определите степени окисления всех элементов в соединениях:

KMnO4

H2SO3

Fe2O3

2.

Определите окислитель и восстановитель в реакции:

3.

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

4.

Составьте схему электронного баланса для реакции:

5.

Fe + Cl2 → FeCl3

VI. Закрепление и применение знаний (5-7 минут)

Групповая работа: Учащиеся делятся на группы и получают задание - составить схему

электролиза определенного расплава или раствора соли, объяснить процессы,

происходящие на электродах, и написать уравнения реакций.

VII. Рефлексия (2-3 минуты)

Что нового вы узнали на уроке?

Что было самым интересным?

Что вызвало затруднения?

Достигли ли мы цели урока?

VIII. Домашнее задание (1-2 минуты)

§ учебника (номер параграфа в зависимости от используемого учебника).

Упражнения из учебника по теме урока.

(Дополнительное задание) Подготовить небольшое сообщение о практическом

применении электролиза в определенной отрасли промышленности.