ОВР в органической химии Автор: Елена Ильинична Волкорез –учитель химии Муниципальное общеобразовательное учреждение «Средняя общеобразовательная школа » «Средняя общеобразовательная школа 2 » г. Радужный (дидактический материал к учебнику «Химия класс»авт. О.С. Габриелян М:«Дрофа», 2003.)

Цель работы: Показать применение дидактического материала на уроках химии по теме «Окислительно- восстановительных реакций».

Составление уравнений ОВР методом электронного баланса Алгоритм составления уравнения методом электронного баланса Составление уравнений ОВР методом полуреакций или ионно- электронным методом Алгоритм составления уравнения методом полуреакций, или ионно-электронным методом Реакции, протекающие в кислой среде Реакции, протекающие в щелочной среде Реакции, протекающие в нейтральной среде Список литературы

Окислительно- восстановительные реакции. Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, получили название окислительно-восстановительных. Это наиболее распространенный тип химических превращений в природе Cu + Hg(NO3)2 = Hg + Cu(NO3)2 Степени элементов изменяются потому, что при протекании окислительно- восстановительной реакции происходит переход электронов от атомов одного элемента к атомам другого, то есть одни атомы отдают электроны, а другие присоединяют их.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ (окислительное число), условный показатель, характеризующий заряд атома в соединениях. В молекулах с ионной связью совпадает с зарядом иона, напр. в NaCl степень окисления натрия +1, хлора -1. В ковалентных соединениях за степень окисления принимают заряд, который получил бы атом, если бы все пары электронов, осуществляющие химическую связь, были целиком перенесены к более электроотрицательным атомам, напр. в HCl степень окисления водорода +1, хлора -1. Понятие степень окисления используется, напр., при составлении уравнений окислительно- восстановительных реакций.

Окисление-процесс отдачи электронов 0 +2 Cu – 2 e = Cu При окислении степень окисления элемента повышается, а элемент является восстановителем

Восстановление –процесс присоединения электронов Hg + 2 e = Hg При восстановлении степень окисление элемента понижается, а элемент является окислителем.

Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов, смещенных от восстановителя к окислителю.степеней окисления Метод применяется для составления уравнений реакций, протекающих в любых фазах. В этом универсальность и удобство метода. Недостаток метода – при выражении сущности реакций, протекающих в растворах, не отражается существование реальных частиц.

1. Составить схему реакции. 2. Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции. 3.Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов. 4. Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются. 5.Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в процессе реакции. 6. В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента) 7. Определить восстановитель и окислитель. 8. Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем. 9. Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления. 10. Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора. 11. Проверить уравнение реакции.

Алгоритм записи метода электронного баланса. 1. Составить схему реакции: Na 2 SO 3 +KMnO 4 +H 2 SO 4 = =Na 2 SO 4 +MnSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

Определить атомы каких элементов изменяют степени окисления: Na 2 SO 3 +KMnO 4 +H 2 SO 4 = =Na 2 SO 4 +MnSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления: S -2e =S -окисление Mn +5e= Mn –восстановление

В электронных уравнениях подобрать такие коэффициенты,чтобы число электронов,которые отдает восстановитель(S),было равно числу электронов,которые присоединяет окислитель (Mn): \ S -2e =S \ Mn+5e=Mn S +2Mn =5S + 2Mn

Метод основан на составлении ионно-электронных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц и последующим суммированием их в общее уравнение. Метод применяется для выражения сущности окислительно-восстанови- тельных реакций, протекающих только в растворах. Достоинство метода: 1. В электронно-ионных уравнениях полуреакций записываются ионы, реально существующие в водном растворе, а не условные частицы. 2. Понятие «степень окисления» не используется. 3. При использовании этого метода не нужно знать все вещества: они определяются при выводе уравнения реакции. 4. Видна роль среды как активного участника всего процесса.

Перенести эти коэффициенты в схему реакции, затем подобрать коэффициенты перед формулами других веществ реакции: 5Na 2 SO 3 +2KMnO 4 +3H 2 SO 4 = =5Na 2 SO 4 +2MnSO 4 +K 2 SO 4 +3H 2 O содержание

1. Записываем ионную схему процесса, которая включает только восстановитель и продукт его окисления и окислитель и продукт его восстановления: Zn+NO 3 -> Zn 2+ + NO Составляем ионно-электронное уравнение процесса окисления(это I полуреакция): Zn - 2ē -> Zn Составляем ионно-электронное уравнение процесса восстановления(это II полуреакция): NO 3 ¯ + 2H + + ē -> NO 2 + H 2 O 4. Записываем уравнения полуреакций так, чтобы число электронов между окислителем и восстановителем было сбалансировано: Zn - 2ē -> Zn 2+ NO 3 ¯ + 2H + + ē-> NO 2 + H 2 O 2 5. Суммируем почленное уравнения полуреакций. Составляем общее ионное уравнение реакции: Zn + 2NO 3 ¯ + 4H + -> Zn NO 2 +2 H 2 O Проверяем правильность составления уравнения реакции в ионном виде: а)число атомов элементов должно быть равно в левой и в правой частях уравнения. б)общий заряд частиц в левой и правой частях ионного уравнения должен быть одинаков. 6. Записываем уравнение в молекулярной форме. Для этого добавляем к ионам, входящим в ионное уравнение, необходимое число ионов противоположного заряда: Zn + 4HNO 3 ( конц.)=Zn(NO 3 ) NO 2 +2 H 2 O

В кислой среде кислород отдают молекулы воды, а связывается он ионами водорода. 2KMnO KBr + 8H 2 SO 4 -> 6K 2 SO 4 + 5Br 2 +2MnSO 4 + 8H 2 O K + + MnO4¯ + K + + Br¯ +2H + + SO 4 2 ¯ -> 2K + + SO 4 2 ¯ + 2Br 0 + Mn 2+ + SO 4 2 ¯ + H 2 O MnO 4 ¯ + Br¯ +2H + -> 2Br 0 + Mn 2+ + H 2 O MnO4¯ +8H + +5ē -> Mn H 2 O 2 (восстановление) 2Br¯ - 2ē -> 2Br 0 5 ( окисление ) 2MnO4¯ +16H Br¯ -> 10Br 0 + 2Mn H 2 O

В щелочной среде кислород предоставляют ионы ОН¯, а связывается он молекулами воды MnCl 2 + KBrO + 2KOH -> MnO 2 + KBr + 2KCl +H 2 O Mn Cl¯ + K + + BrO¯ + K + + ОН¯-> MnO 2 + K + + Br¯ + K + + Cl¯ + H 2 O Mn 2+ + BrO¯ + ОН¯-> MnO 2 + Br¯ + H 2 O Mn ОН¯ - 2ē -> MnO 2 +2H 2 O 1 ( окисление ) BrO¯ + 2H 2 O+2ē -> Br¯ + 2ОН¯ 1 (восстановление) Mn 2+ + BrO¯ + 2ОН¯-> MnO 2 + Br¯ + H 2 O

В нейтральной среде добавление и связывание атомов кислорода осуществляется только молекулами воды 6KBr + 2KMnO 4 + 4H 2 O -> 3Br 2 + 8KOH + 2MnO 2 K + + Br¯ + K + + MnO 4 ¯ + H 2 O -> 2Br 0 + MnO 2 + K + +ОН¯ Br¯ + MnO 4 ¯ + H 2 O -> 2Br 0 + MnO 2 +ОН¯ MnO 4 ¯ + 2H 2 O +3ē -> MnO 2 +4ОН¯ 2 (восстановление) 2Br¯ - 2ē -> 2Br 0 3 (окисление ) 2MnO 4 ¯ + 4H 2 O + 6Br¯ -> 2MnO 2 +8ОН¯ + 6Br 0

Степень окисления в органической химии В неорганической химии степень окисления – одно из основных понятий, в органической химии – нет.

Для органической химии важна не степень окисления атома, а смещение электронной плотности, в результате которого на атомах появляются частичные заряды, никак не согласующиеся со значениями степеней окисления.

Метод электронного баланса При составлении уравнений ОВР, протекающих с участием органических веществ, в простейших случаях можно применить степень окисления.

CH 3 -CH 2 OH+ KMnO 4 = CH 3 - COOK + MnO 2 + KOH + H 2 O Определяем степени окисления элементов C -3 H C -1 H +1 2 O -2 H +1 + K +1 Mn +7 O -2 4 = C -3 H +1 3 – C +3 O -2 O - 2 K +1 +Mn +4 O K +1 O -2 H +1 + H +1 2 O -2 Составляем электронные уравнения, выражающие процессы отдачи и присоединения электронов, и найдем коэффициенты при восстановителе и окислителе:

C ē = C +3 (процесс окисления) 3 Mn ē = Mn +4 (процесс восстановления) 4 Числа 3 и 4 в электронных уравнениях справа от вертикальной черты и являются коэффициентами в уравнении реакции.

В левой части уравнения пишем исходные вещества с найденными коэффициентами, а в правой – формулы образующихся веществ с соответствующими коэффициентами. 3CH 3 -CH 2 OH+ 4KMnO 4 = 3CH 3 - COOK + 4MnO 2 + KOH + 4H 2 O

Преимущества метода полуреакций 1. Рассматриваются реально существующие ионы: MnO 4 - ; Mn 2+, и вещества C 6 H 12 O 6 ; CO 2 ; 2. Не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются при его выводе. 3. При использовании этого метода нет необходимости определять степени окисления атомов отдельных элементов, что особенно важно в случае ОВР, протекающих с участием органических соединений, для которых подчас очень сложно сделать это. 4. Этот метод дает не только сведения о числе электронов, участвующих в каждой полуреакции, но и о том, как изменяется среда. 5. Сокращенные ионные уравнения лучше передают смысл протекающих процессов и позволяют делать определенные предположения о строении продуктов реакции.

Тест. 1. при окислительно-восстановительных реакциях происходит: а)выделение теплоты, б)изменение степеней окисления, в)обмен ионами 2. Степень окисления у окислителя: а) возрастает б) уменьшается в) не изменяется

При восстановлении атом: а) отдает электроны б) принимает электроны в) число электронов не изменяется 4 Степень окисления Mn в KMnO 4 равна: а) +5 б) +6 в) +7

Степень окисления S в Al 2 (SO 4 ) 3 равна: а) +4 б) +6 в) +2

Какие из данных реакций являются окислительно-восстановительными: а) 2H 2 O =2 H 2 + O 2 б) N 2 O 5 + H 2 O = 2 H N O 3 в) Cu S O 4 + Fe = Fe S O 4 + Cu

1. О.С. Габриелян. Настольная книга учителя. Химия.11 класс: часть I. М:«Дрофа», Лидин Р.А. Справочник школьника. М: «АСТ-ПРЕСС», Г.М. Крючкрва. Неорганическая химия. М: «Медицина» Большая энциклопедия Кирилла и Мефодия