В.В.Сорокин Нуклеофильные реакции

-обобщение и систематизация полученных знаний;

-домашнее задание.

Можно использовать проведение уроков и другого типа по Вашему усмотрению.

Предложите схему развернутого плана-конспекта выбранного Вами типа урока (руководствуйтесь схемой, рассмотренной на лекции).

Обязательным компонентом плана-конспекта является подробное описание демонстрационных опытов (с обязательным набором вопросов и предполагаемых ответов).

Игра-тренинг (соотнесение понятий с соответствующими явлениями). В качестве примера: на столе раскладываются карточки, на которых написаны слова «окислитель – это….», «восстановление – это…» и т.д. а

учащиеся должны дать определение этого понятия.

Для отработки алгоритма написания уравнений химических окислительно-восстановительных реакций можно использовать карточки с индивидуальными заданиями, на которых записаны схемы реакций и предлагается каждому составить уравнение электронного баланса и расставить коэффициенты.

Для контроля степени усвоения изученного материала можно использовать задания в тестовой форме, позволяющие быстро и объективно оценить знания учащихся:

5.Определите наименьшее общее кратное чисел отданных и

7. Для окислительно-восстановительной реакции, протекающей по

3.Этап – 9 класс

Врезультате окислительно-восстановительной реакции образуются такие продукты, которые соответствуют свойствам элемента в определенной степени окисления и среде раствора (кислой, щелочной или близкой к нейтральной). Свойства элементов и их соединений являются предметом

изучения дисциплины «Химия» в 9 классе. Именно в этот период происходит закрепление первоначальных знаний, приобретенных в 8 кл. Отрабатываются навыки составления уравнений окислительновосстановительных реакций, сравнительная оценка силы окислителя и восстановителя, предсказание окислительно-восстановительных свойств по величине степени окисления атома элемента, предсказание образования возможных продуктов реакции, определение типов окислительновосстановительных реакций.

-понятия степень окисления, - рассчитывать степени окисления эле-

-типы окислительно-восста- функцию восстановителя, а какое –

Курсивом отмечены новые моменты, которые необходимо освоить на данном этапе обучения.

Теоретический материал:

Различают два типа окислительно-восстановительных реакций.

Межмолекулярные – окислитель и восстановитель находятся в молекулах разных реагирующих веществ:

(синпропорционирования, конмутации), в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, но входящие в состав разных исходных соединений:

Ранее такие реакции называли реакциями усреднения. Внутримолекулярные – атомы окислителя и восстановителя входят в

состав молекулы одного и того же вещества:

Здесь особо можно выделить реакции диспропорционирования (дисмутации), в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящегося в одинаковой промежуточной степени окисления:

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

Именно здесь имеется возможность проведения большого количества демонстрационных химических экспериментов, роль которых трудно переоценить в процессе изучения химии элементов. Хорошо подобранный эксперимент помогает понять закономерности химических процессов, прививает навыки наблюдения и постановки эксперимента. Наблюдение – один из основных методов познания в естественных науках.

При изучении химии элементов необходимо обратить внимание учащихся на то, что окислительно-восстановительные свойства элементов в соединениях определяются положением элемента в периодической системе. Например, атом серы имеет порядковый номер 16, располагается в 3 периоде, 6 группе главной подгруппы и имеет электронную конфигурацию

16S 1s22s22p63s23p4 , на внешнем энергетическом уровне 6е, которые располагаются на 3s23p4 подуровнях: имеет два неспаренных электрона на р- подуровне. Может проявлять степень окисления -2, 0, +4 и +6. Степень окисления -2 является минимальной, поэтому соединения, содержащие атом серы в степени окисления -2, проявляют только восстановительные свойства.

Соединения, содержащие атом серы в максимальной степени окисления +6, способны проявлять только окислительные свойства (следует отметить, что сульфат-ион в солях не проявляет окислительных свойств). Соединения серы в степени окисления 0 и +4 проявляют окислительновосстановительную двойственность, в зависимости от природы вещества с которым взаимодействуют.

Представление об изменении окислительно-восстановительных свойств металлов дает ряд напряжения (в растворе). Восстановительная активность слева направо уменьшается, а окислительная активность ионов этих металлов увеличивается. Дать ряд активности металлов

Необходимо обратить внимание на особенности окислительной активности концентрированной серной и азотной кислот.

Чем выше температура при которой протекает реакция и сильнее металл как восстановитель, тем глубже происходит процесс восстановления серной кислоты и больше вероятность образования сероводорода.

В зависимости от концентрации и активности восстановителя азотная кислота образует различные продукты, что необходимо учитывать при составлении окислительно-восстановительных реакций.

При взаимодействии азотной кислоты с металлами водород почти никогда не выделяется, так как обычно в этих реакциях окислителем служат нитрат-ионы. Чем ниже концентрация кислоты и выше восстановительная способность реагирующего с кислотой металла, тем ниже степень окисления азота в образующихся продуктах реакции. Так при реакции с цинком или магнием по мере разбавления взятой азотной кислоты в продуктах реакции преобладают следующие соединения:

Понижение концентрации кислоты

вобъемном соотношении 1:3) проявляет более сильные окислительные свойства; растворяет золото:

Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O

Металлы подвергаются коррозии. Под коррозией понимают разрушение металла под воздействием окружающей среды. Это самопроизвольный окислительно-восстановительный процесс. По механизму протекания разрушения различают два типа коррозии: химическую и электрохимическую.

Химической коррозией называется разрушение металла окислением его

вокружающей среде без возникновения электрического тока в системе. В этом случае происходит взаимодействие металла с составными частями среды – газами (кислородом воздуха), с влагой атмосферы. Уравнение реакции коррозии железа кислородом, растворенным в воде, можно записать так:

4 Fe+ 3O 2 6H 2 O= 4 Fe O H 3

Окислителем является растворенный в воде кислород.

Наибольший вред приносит электрохимическая коррозия.

Электрохимической коррозией называется разрушение металла в среде электролита с возникновением внутри системы электрического тока. В этом случае наряду с химическими процессами (отдача электронов)

протекают и электрические (перенос электронов от одного участка к другому).

В качестве примера электрохимической коррозии можно рассмотреть коррозию железа в контакте с медью в растворе кислоты. Т.к. железо более активно, чем медь, то оно легче отдает электроны, образуя ионы. Электроны переходят на медь, где происходит восстановление водорода. В паре с цинком, наоборот, коррозия железа будет уменьшена, т.к. цинк более активный металл, чем железо. В этом случае разрушается цинк. Водород же восстанавливается на железе. В чистой воде коррозия железа протекает значительно медленнее, т.к. вода является слабым электролитом. Коррозия металлов протекает непрерывно и причиняет огромные убытки; прямые потери железа от коррозии составляют около 10% его ежегодной выплавки. Поэтому очень большое значение имеют методы защиты металлов и сплавов от коррозии. Они весьма разнообразны:

−отделение металла от агрессивной среды (окраска, смазка маслами, покрытие неактивными металлами);

−защита более активными металлами;

−использование замедлителей (ингибиторов) коррозии.

Основные способы получения металлов. Современная металлургия получает более 75 металлов и многочисленные сплавы на их основе. В зависимости от способов получения металлов различают пиро-, гидро- и электрометаллургию.

Пирометаллургия охватывает способы получения металлов из руд с помощью восстановления, проводимые при высоких температурах. В тех случаях, когда руда является сульфидом металла, ее предварительно переводят в оксид путем окислительного обжига:

2ZnS+ 3O2 2 ZnO+ 2 SO 2

иоксид восстанавливают, используя в качестве восстановителей уголь, активные металлы, оксид углерода (II), водород:

ZnO+ C = Zn+ C O

Fe 2 O 33 CO= 2 Fe+3 CO 2

CuO+H 2 =Cu+H 2 O

Восстановление металлов из их соединений другими более активными металлами называется металлотермией. Если восстановителем является алюминий, то процесс называется алюминотермией, если магнием –

магнийтермией:

TiCl4 2 Mg=Ti+ 2 MgCl2

Cr2 O32 Al= 2 Cr+Al2 O3

Cr2 O33 Mg= 2 Cr+3 MgO

Гидрометаллургия охватывает способы получения металлов из растворов их солей. Металл, входящий в состав руды, сначала переводят в раствор с помощью подходящих реагентов, а затем извлекают из этого раствора. Например, медную руду, содержащую CuO, обрабатывают разбавленной серной кислотой:

CuO+H 2 SO 4 =CuSO4 +H 2 O ,