Как считать коэффициенты в химических уравнениях органика

Окислительно-восстановительные реакции в органической химии

Разделы: Химия

Окислительно-восстановительные процессы издавна интересовали химиков и даже алхимиков. Среди химических реакций, происходящих в природе, быту и технике, огромное множество составляют окислительно-восстановительные: сгорание топлива, окисление питательных веществ, тканевое дыхание, фотосинтез, порча пищевых продуктов и т.д. В таких реакциях могут участвовать как неорганические вещества, так и органические. Однако если в школьном курсе неорганической химии разделы, посвященные окислительно-восстановительным реакциям, занимают значительное место, то в курсе органической химии на этот вопрос обращено недостаточно внимания.

Что же представляют собой восстановительно-окислительные процессы?

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Ко второму типу относятся все реакции, идущие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

С современной точки зрения изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов. Поэтому наряду с приведенным можно дать и такое определение восстановительно-окислительных реакций: это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.

Рассмотрим основные положения, относящиеся к теории окислительно-восстановительных реакций.

1. Окислением называется процесс отдачи электроном атомом, молекулой или ионом электронов, степени окисления при этом повышаются.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления при этом понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением; восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями.

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединения электронов.

Окислительно-восстановительные реакции органических веществ – важнейшее свойство, объединяющее эти вещества. Склонность органических соединений к окислению связывают с наличием кратных связей, функциональных групп, атомов водорода при атоме углерода, содержащем функциональную группу.

Применение понятия «степени окисления» (СО) в органической химии очень ограничено и реализуется, прежде всего, при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций. Однако, учитывая, что более или менее постоянной состав продуктов реакции возможен только при полном окислении (горении) органических веществ, целесообразность расстановки коэффициентов в реакциях неполного окисления отпадает. По этой причине обычно ограничиваются составлением схемы превращений органических соединений.

Нам представляется важным указывать значение СО атома углерода при изучении всей совокупности свойств органических соединений. Систематизация сведений об окислителях, установление связи между строением органических веществ и их СО помогут научить учащихся [1, 2]:

— Выбирать лабораторные и промышленные окислители;

Находить зависимость окислительно-восстановительной способности органического вещества от его строения;

— Устанавливать связь между классом органических веществ и окислителем нужной силы, агрегатного состояния и механизма действия;

— Предсказывать условия проведения реакции и ожидаемые продукты окисления.

Определение степени окисления атомов в органических веществах

Степень окисления любого атома углерода в органическом веществе равна алгебраической сумме всех его связей с более электроотрицательных элементов (Cl, O, S,N, и др.), учитываемых со знаком «+», и связей с атомами водорода (или другого более электроположительного элемента), учитываемых со знаком «-». При этом связи с соседними атомами углерода не учитываются [1].

Определим степени окисления атомов углерода в молекулах предельного углеводорода пропана и спирта этанола:

Последовательное окисление органических веществ можно представить в виде следующей цепочки превращений:

Насыщенный углеводород Ненасыщенный углеводород Спирт Альдегид (кетон) Карбоновая кислота CO+ HO.

Генетическая связь между классами органических соединений представляется здесь как ряд окислительно–восстановительных реакций, обеспечивающих переход от одного класса органических соединений к другому. Завершают его продукты полного окисления (горения) любого из представителей классов органических соединений.

Изменение СО у атомов углерода в молекуле углерода в молекулах органических соединений приведены в таблице. Из данных таблицы видно, что при переходе от одного класса органических соединений к другому и увеличения степени разветвленности углеродного скелета молекул соединений внутри отдельного класса степень окисления атома углерода, ответственного за восстанавливающую способность соединения, изменяется. Органические вещества, в молекулах которых содержатся атомы углерода с максимальными (- и +) значениями СО (-4, -3, +2, +3), вступают в реакцию полного окисления-горения, но устойчивых к воздействию мягких окислителей и окислителей средней силы. Вещества, в молекулах которых содержится атомы углерода в СО -1; 0; +1, окисляются легко, восстановительные способности их близки, поэту их неполное окисление может быть достигнуто за счет одного из известных окислителей малой и средней силы. Эти вещества могут проявлять двойственную природу, выступая и в качестве окислителя, подобно тому, как это присуще неорганическим веществам.

Окисление и восстановление органических веществ

Повышенная склонность органических соединений к окислению обусловлена наличием в молекуле веществ [1, 2]:

• кратных связей (именно поэтому так легко окисляются алкены, алканы, алкадиены);
• определенных функциональных групп – сульфидной -SH, гидроксильной –OH (фенольной и спиртовой), аминной — NH;
• активированных алкильных групп, расположенных по соседству с кратными связям, например пропен может быть окислен до непредельного альдегида акролеина (кислородом воздуха в присутствии водяных паров на висмут- молибденовых катализаторах):

• атомов водорода при атоме углерода, содержащем функциональную группу.

Сравним первичные, вторичные и третичные спирты по реакционной способности к окислению:

Первичные и вторичные спирты, имеющие атомы водорода при атоме углерода, несущем функциональную группу; окисляются легко: первые – до альдегидов, вторые до кетонов. При этом структура углеродного скелета исходного спирта сохраняется. Третичные спирты, в молекулах которых нет атома водорода при атоме углерода, содержащем группу ОН, в обычных условиях не окисляются. В жестких условиях (при действии сильных окислителей и при высоких температурах) они могут быть окислены до смеси низкомолекулярных карбоновых кислот, т.е. происходит деструкция углеродного скелета.

Существуют два подхода к определению степеней окисления элементов в органических веществах.

1. Вычисляют среднюю степень окисления атома углерода в молекуле органического соединения, например пропана.

Такой подход оправдан, если в ходе реакции в органическом веществе разрушаются все химические связи (горение, полное разложение).

Отметим, что формально дробные степени окисления, вычисленные таким образом, могут быть и в случае неорганических веществ. Например, в соединении КО (надпероксида калия) степень окисления кислорода равна – 1/2.

2. Определяют степень окисления каждого атома углерода, например в бутане.

В этом случае степень окисления любого атома углерода в органическом соединении равна алгебраической сумме чисел всех связей с атомами более электроотрицательных элементов, учитываемых со знаком «+», и числа связей с атомами водорода (или другого более электроположительного элемента), учитываемых со знаком «-». При этом связи с атомами углерода не учитывают.

В качестве простейшего примера определим степень окисления углерода в молекуле метанола.

Атом углерода связан с тремя атомами водорода (эти связи учитываются со знаком « — »), одной связью – с атомом кислорода (ее учитывают со знаком «+»). Получаем:

Таким образом, степень окисления углерода в метаноле равна -2.

Вычисленная степень окисления углерода хотя и условное значение, но оно указывает на характер смещения электронной плотности в молекуле, а ее изменение в результате реакции свидетельствует об имеющем место окислительно-восстановительном процессе.

Рассмотрим цепочку превращений веществ:

При каталитическом дегидрировании этана получается этилен; продукт гидратации этилена – этанол; его окисление приведет к этаналю, а затем – к уксусной кислоте; при ее сгорании образуется углекислый газ и вода.

Определим степени окисления каждого атома углерода в молекулах перечисленных веществ.

Можно заметить, что в ходе каждого из этих превращений постоянно меняется степень окисления одного из атомов углерода. В направлении от этана к оксиду углерода (IV) происходит увеличение степени окисления атома углерода.

Несмотря на то, что в ходе любых окислительно-восстановительных реакций происходит как окисление, так и восстановление, их классифицируют в зависимости оттого, что происходит непосредственно с органическим соединением (если оно окисляется, говорят о процессе окисления, если восстанавливается – о процессе восстановления).

Так, в реакции этанола с перманганатом калия этанол будет окисляться, а перманганат калия – восстанавливается. Реакцию называют окислением этанола.

Составление окислительно – восстановительных уравнений

Для составления уравнений окислительно- восстановительных реакций используют как метод электронного баланса, так и метод полуреакций (электронно — ионный метод). Рассмотрим несколько примеров окислительно- восстановительных реакций с участием органических веществ 3.

1. Горение н-бутана.

Схема реакции имеет вид:

Составим полное уравнение химической реакции методом баланса.

Среднее значение степени окисления углерода в н-бутане:

Степень окисления углерода в оксиде углерода(IV) равна +4.

Составим схему электронного баланса:

C учетом найденных коэффициентов уравнение химической реакции горения н-бутана будет выглядеть следующим образом:

Коэффициенты для этого уравнения можно найти и другим методом, о котором уже упоминалось. Рассчитав степени окисления каждого из атомов углерода, видим, что они различаются:

В этом случае схема электронного баланса будет выглядеть так:

Так как в ходе горения н-бутана в его молекулах разрушаются все химические связи, то в данном случае первый подход вполне оправдан, тем более что схема электронного баланса, составленная вторым способом, несколько сложнее.

2. Реакция окисления этилена раствором перманганата калия в нейтральной среде на холоду (реакция Вагнера).

Расставим коэффициенты в уравнении реакции методом электронного баланса.

Полное уравнение химической реакции будет выглядеть так:

Для определения коэффициентов можно воспользоваться и методом полуреакций. Этилен окисляется в этой реакции до этиленгликоля, а перманганат – ионы восстанавливаются с образованием диоксида марганца.

Схемы соответствующих полуреакций:

Суммарное электронно-ионное уравнение:

3. Реакции окисления глюкозы перманганата калия в кислой среде.

А. Метод электронного баланса.

Рассчитаем степени окисления каждого из атомов углерода в молекуле глюкозы:

Схема электронного баланса усложняется по сравнению с предыдущими примерами:

Б. Метод полуреакций в данном случае выглядит следующим образом:

Суммарное ионное уравнение:

Молекулярное уравнение реакции глюкозы перманганататом калия:

В органической химии целесообразно использовать определение окисления как увеличение содержания кислорода или уменьшение содержания водорода [4]. Восстановление в таком случае определяется как уменьшение содержания кислорода или увеличение содержания водорода. При таком определении последовательное окисление органических веществ можно представить следующей схемой:

Практика показывает, что подбор коэффициентов в реакциях окисления органических веществ вызывает определенные затруднения, так как приходится иметь дело с весьма непривычными степенями окисления.[4]. Некоторые учащиеся из-за отсутствия опыта продолжают отождествлять степень окисления с валентностью и, вследствие этого, неправильно определяют степень окисления углерода в органических соединениях. Валентность углерода в этих соединениях всегда равна четырем, а степень окисления может принимать различные значения (от -3 до +4, в том числе дробные значения). Непривычным моментом при окислении органических веществ является нулевая степень окисления атома углерода в некоторых сложных соединениях. Если преодолеть психологический барьер, составление таких уравнений не представляет сложности, например:

Степень окисления атома углерода в сахарозе равна нулю. Переписываем схему реакции с указанием степеней окисления атомов, которые их меняют:

Составляем электронные уравнения и находим коэффициенты при окислителе и восстановителе и продуктах их окисления и восстановления:

Подставим полученные коэффициенты в схему реакции:

Оставшиеся коэффициенты подбираем в такой последовательности: KSO, HSO, HO. Окончательное уравнение имеет вид:

Многие вузы включают в билеты для вступительных экзаменов задания по подбору коэффициентов в уравнениях ОВР электронным методом(методом полуреакций). Если в школе и уделяется хоть какое-то внимание этому методу, то, в основном при окислении неорганических веществ. Попробуем применить метод полуреакций для выше приведенного примера окисления сахарозы перманганатом калия в кислой среде.

Первое преимущество этого метода заключается в том, что нет необходимости сразу угадывать и записывать продукты реакции. Они достаточно легко определяются в ходе уравнения. Окислитель в кислой среде наиболее полно проявляет свои окислительные свойства, например, анион MnOпревращается в катион Mn, легко окисляющиеся органические окисляются до CO.

Запишем в молекулярном виде превращения сахарозы:

В левой части не хватает 13 атомов кислорода, чтобы устранить это противоречие, прибавим 13 молекул HO.

Левая часть теперь содержит 48 атомов водорода, они выделяются в виде катионов Н:

Теперь уравняем суммарные заряды справа и слева:

Схема полуреакций готова. Составление схемы второй полуреакции обычно не вызывает затруднений:

Объединим обе схемы:

Сократив обе части уравнения на 65 HO и 240 Н, получим сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

Упражнения. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в уравнениях реакций:

б) СН+ О СО+ НО

в) СНСНОН + KMnO СНСООН + MnO + КОН + НО

г) СНСН+ KMnO+ HSO СНСООН + MnSO+ KSO+ HO.

д) СН— СН=СН + КМnО +НО СН— СН(ОН)-СН(ОН) +. +.

Упражнения. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

а) СНСН+ KMnO+ HSO СНСООН + СО+ MnSO+ KSO+ HO.

12MnO+ 96Н + 5е+ 5CH+ 20HO12Mn+ 48HO + 5CНО+5СО+ 60 Н

5СНСН+12KMnO+18HSO

5СНСООН+5СО+12MnSO+6KSO+28HO.

в) CHO + KCrO+ HSO CO + Cr (SO)+ KSO+ HO.

г) CHOH+ KCrO+ HSO НСООН + Cr (SO)+ KSO+ HO.

д) СНNН + O CO + N+ HO

1. Матч Дж. Органическая химия. Реакции, механизмы и структура: В 4т./ Пер. с англ.- М.: Мир, 1987-1988.

2. Карцова А.А, Левкин А. Н. Окислительно-восстановительные реакции в органической химии // Химия в школе. — 2004. — №2. – С.55-61.

3. Хомченко Г.П., Савостьянова К.И. Окислительно-восстановительные реакции: Пособие для учащихся . М.- : Просвещение , 1980.

4. Шарафутдинов В. Окислительно-восстановительные реакции в органической химии // Башкортостан уkытыусыhы. — 2002. — №5. – С.79 -81.

КАК ОПРЕДЕЛИТЬ СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ В ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЯХ И КАК РАССТАВЛЯТЬ КОЭФФИЦИЕНТЫ В ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЯХ С ОРГАНИЧЕСКИМИ ВЕЩЕСТВАМИ

Как определить степень окисления в органических соединениях? Чем отличается определение степени окисления в органических соединениях от определения степени окисления в неорганических? Как составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, в которой участвуют соединения углерода, и правильно расставить коэффициенты?

Обо всем этом в данной статье подробно и по порядку.

Проблема, как определить степень окисления в органических соединениях, вытекает из школьного курса химии. Определенное (но не достаточное) внимание уделяется этому вопросу на примере неорганических веществ. Об органических же веществах в этой связи речь практически не идет.

Тем не менее, об окислении соединений углерода в курсе органической химии (10 класс) говорится достаточно часто. 33 задание в ЕГЭ по химии практически всегда подразумевает хотя бы одну ОВР с участием органического вещества и необходимость не только составить схему реакции, но и расставить коэффициенты.

Придя в колледж или университет, изучая курс органической химии на более серьезном уровне, студент сталкивается все с той же проблемой: как определить степень окисления в органических соединениях. Подразумевается, что бывший выпускник школы получил эти знания в школьном курсе химии, поэтому нет надобности останавливаться на данном вопросе в профессиональном образовании.

Налицо потеря взаимосвязи и преемственности разных ступеней образования: среднего основного и профессионального (СПО и ВПО).

Итак, разберемся по порядку как определить степень окисления в органических соединениях.

Что такое электроотрицательность, степень окисления и ковалентная связь

Для того чтобы правильно определить степень окисления в органическом соединении, необходимо четко и ясно усвоить три основных понятия: собственно само понятие степень окисления, электроотрицательность и ковалентная связь.

Остановимся на них кратко, так как их рассмотрение не является основной целью данной статьи.

Что такое электроотрицательность

Понятие электроотрицательности (ЭО) впервые было введено американским химиком Л.Полингом в 1932 г.

Кстати, ЭО – это еще одна относительная величина в химии. Ее правильнее называть относительной электроотрицательностью (ОЭО). Абсолютные значения ЭО очень не удобны в расчетах, поэтому их вычисляют относительно значения ЭО лития Li. Относительные величины не имеют единиц измерения.

Были получены вполне приемлемые для расчетов и анализа числа, которые сведены в удобную таблицу, в общих чертах похожую на периодическую систему химических элементов.

Способность атомов химических элементов притягивать к себе электроны других атомов в процессе образования химической связи называется электроотрицательностью .

Почему нейтральные атомы притягиваются

Раз атомы притягивают к себе электроны, то закономерно возникает следующий вопрос. Если атом, по определению, – это электронейтральная частица, то как он может вообще к себе что-то притягивать, в частности электроны – отрицательно заряженные частицы?

Вообще этот вопрос можно бы переадресовать ученым, специалистам, занимающимся проблемами квантовой механики (один из разделов современной физики).

А мы же лишь крайне упрощенно поясним, почему такое может быть.

Необходимо вспомнить, что силовые линии электрического поля положительного заряда (а им является ядро атома) всегда заканчиваются на отрицательном заряде (электроны атома).

У атомов большинства химических элементов внешний уровень не завершен. То есть в нем есть своеобразная «дырка», сквозь которую выходят силовые линии ядра. Выходят они за пределы атома и заканчиваются на электронах другого атома. В подобной ситуации, несмотря на свою общую электронейтральность, атом ведет себя как положительная частица.

Примерно так это выглядит

При всем при этом атомы полностью не «слипаются». Это не возможно, так как положительно заряженные ядра атомов будут отталкиваться. Но поскольку расстояние между ядром одного атома и электронами другого меньше расстояния между ядрами, то можно утверждать, что силы притяжения все-таки преобладают над силами отталкивания.При сближении атомов их внешние орбитали будут перекрываться. В пространстве между ядрами электронная плотность несколько увеличится. Но здесь она равномерно не распределяется, а смещается в сторону того ядра, влияние которого сильнее. Сила влияния определяется как величиной положительного заряда, так и радиусом атома.

Для чего необходимо понятие относительной электроотрицательности

Знание и понимание понятия ОЭО дает возможность определить тип химической связи между атомами. Для этого необходимо найти разность ОЭО двух элементов, атомы которых и образуют связь.

Если разность электроотрицательностей менее 0,5, то связь считается ковалентной неполярной. При разности от 0,5 до 1,6 – связь ковалентная полярная. Если более 2,0 – ионная. А если разность в промежутке от 1,6 до 2,0, то в присутствии металла связь считается ионной, при его отсутствии – ковалентной полярной.

Что такое ковалентная связь

Почему мы говорим здесь о ковалентной связи? Потому, что большинство органических соединений – ковалентные. А это очень важно при определении с.о. углерода в них.

Если коротко, то

ковалентная связь – связь между атомами элементов, возникающая за счет обобществления электронов, т.е. образования общих электронных пар.

Если связь образована между атомами с одинаковой ОЭО, то связь будет считаться ковалентной неполярной. Это потому, что между атомами не происходит перераспределения электронной плотности. Иными словами обобществленная электронная пара не смещается к какому-либо атому.

Такая ситуация возможна, если в образовании связи участвуют атомы одного и того же химического элемента-неметалла:

Но есть и редкие исключения. Молекула фосфина PH₃ характеризуется ковалентной неполярной связью, так как относительные электроотрицательности водорода и фосфора равны: ОЭО(Н)=2,1 и ОЭО(Р)=2,1.

Если же связь образована элементами-неметаллами с разной ОЭО, то она считается ковалентной полярной. Происходит перераспределение электронной плотности между атомами, т.е. общая электронная пара смещается к атому с большей ОЭО. И чем сильнее будет разность в электроотрицательностях атомов элементов, тем полярнее будет и связь.

И еще одно понятие, связанное с ковалентностью, – это валентность , означающая количество общих электронных пар (или иными словами, количество связей между атомами).

Что такое степень окисления и какие значения она может принимать

Степень окисления (с.о.) – важнейшее понятие в теории окислительно-восстановительных процессов. И это условная величина.

Известно, что при образовании ковалентной связи электроны общей электронной пары смещаются к атому более электроотрицательного элемента. Но лишь смещаются, а не полностью переходят к нему!

В итоге на более электроотрицательном атоме возникнет частичный (точнее дробный) отрицательный заряд (δ-), например, -0,73, -2/3 и т.п. А на менее электроотрицательном атоме – частичный положительный (δ+) заряд. Такими дробными числами крайне неудобно пользоваться при вычислениях и составлении формул веществ.Поэтому условно (!) считают, что электроны полностью переходят от одного атома к другому, как это происходит при образовании ионной связи. И в связи с этим значения с.о. целочисленные: +2, -1, +6 и т.д.

Классифицировать с.о. можно по разным признакам. Один из них – это постоянство для одного и того же химического элемента.

Согласно данному признаку, существуют элементы, проявляющие во всех без исключения сложных веществах одну и ту же ( постоянную ) степень окисления. Например:Другие элементы в разных веществах могут проявлять разные ( переменные ) степени окисления. Например:И кстати, когда речь заходит об органических веществах, то чаще упоминается валентность углерода в них, но никак не степень окисления.

А вот теперь самое интересное! Мы прекрасно знаем, что химический элемент углерод проявляет две степени окисления: +2 (в соединении СО) и +4 (СО₂, например).

И настолько прочно это закрепляется в сознании, что мы и не предполагаем, что на самом деле у углерода может быть весь спектр степеней окисления от -4 до +4.

Более того, находясь в составе сложного органического соединения, углерод может иметь и нулевую степень окисления! Уж это совсем не вяжется с устоявшимися представлениями, выработанными на основе знаний о неорганических веществах. Для них мы знаем, что с.о. равная нулю возможна у атомов элементов в составе простых веществ (О₃, P₄, H₂, N₂ и т.д.)

Подведем некоторый итог.

В органических соединениях:

1) с.о. углерода принимает значения от -4 до +4;

2) с.о. углерода может быть равна 0;

3) валентность углерода постоянна, равна IV и не всегда совпадает по значению со степенью окисления.

Как определить степень окисления в органических соединениях: примеры

Методы, которыми мы пользуемся для определения с.о. в неорганических веществах, применимы к органическим лишь в очень редких случаях.

Напомним, что при этом мы всегда исходим из положения, что молекула вещества электронейтральна, то есть алгебраическая сумма всех зарядов (степеней окисления), как положительных, так и отрицательных, внутри нее равна нулю. Например:Подобный подход в случае органических веществ с полным правом можно применить тогда, когда в составе вещества только один атом углерода. А таких органических веществ крайне мало. Например:В случае более сложных органических веществ такой подход не срабатывает:То есть в молекуле пропана С₃Н₈ углерод проявляет две степени окисления: -2 и -3.

Особенности определения с.о. в органических веществах

Определить степень окисления в органических веществах можно разными способами. Разберем самый простой и удобный, на наш взгляд. Именно для этого мы вспомнили, что такое относительная электроотрицательность, ковалентная связь и ее виды.

Вернемся к ранее упомянутому пропану С₃Н₈ и рассмотрим, какие виды ковалентной связи присутствуют в его молекуле.

1) запишем полную структурную формулу вещества и пронумеруем атомы углерода;

2) определим, какие связи в молекуле будут ковалентными полярными и ковалентными неполярными;

3) для ковалентных полярных связей покажем смещение общей электронной пары с помощью стрелки (так как ОЭО(С) > ОЭО(Н), то смещение происходит от Н к С);4) проставим с.о. водорода Н, она всегда в соединениях с неметаллами равна +1;5) рассмотрим ситуацию у первого атома углерода С₁; к нему будут смещены общие электронные пары от трех атомов Н; связь с соседним атомом углерода С₂ неполярная, и смещения общей электронной пары здесь не происходит; следовательно, на С₁ возникнет заряд (с.о.) -3. То же самое происходит и на третьем атоме углерода С₃;6) аналогично определяем с.о. второго атома углерода С₂:Таким образом, получается, что в молекуле пропана с.о. углерода -2 и -3.

Приведем другие примеры.

Степень окисления углерода в молекуле метанола равна -2:Степень окисления углерода в молекуле диметилового эфира составляет -2:Степень окисления углерода в молекуле уксусного альдегида принимает значения -3 и +1:Степень окисления углерода в молекуле пропионовой кислоты равна -3, -2 и +3:Степень окисления углерода в молекуле состава С₄Н₈ неоднозначна. Такая молекулярная формула соответствует нескольким веществам, отличающимся друг от друга структурой (иначе говоря, изомерам):Степень окисления углерода в молекуле анилина составляет -1 и +1:Степень окисления углерода в молекуле глюкозы принимает три разных значения: -1, 0 и +1:

Приведенные примеры позволяют сделать общие выводы о том, как определить степень окисления в органических соединениях.

1) Каждая ковалентная полярная связь, электронная плотность которой смещается К атому углерода (Н→С), добавляет в значение его с.о. -1.

2) Каждая ковалентная полярная связь, электронная плотность которой смещается ОТ атома углерода (С→О, С→N и т.д.), добавляет в его значение с.о. +1.

3) Определяя конечное значение с.о. углерода, необходимо посчитать количество смещенных ОТ него и К нему связей с учетом знака (+ или -).

Как расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях с органическими веществами

Существует два основных метода составления схемы ОВР и подбора коэффициентов в таких реакциях: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (полуреакций) . Каждый из них удобнее использовать в той или иной ситуации. В данной статье мы не рассматриваем суть этих методов, а останавливаемся на применении их к ОВР с участием органических веществ.

Итак, начнем с самых простых окислительно-восстановительных реакций, в которых реагентами выступают органические соединения. Для определения степени окисления углерода будем использовать выше описанный метод. В каждом конкретном примере на этом останавливаться уже не будем.

Пример 1. СН₄ + О₂ → СО₂ + Н₂О

При расстановке коэффициентов в данном случае лучше воспользоваться методом электронного баланса:

1) определим с.о. элементов;

2) составим схемы полуреакций с элементами, изменяющими свою с.о.;

3) используя данные по числу отданных и принятых электронов в полуреакциях, найдем наименьшее общее кратное и определим множители для каждой из полуреакций;

4) просуммируем полуреакции с учетом найденных множителей (коэффициентов);

5) перенесем коэффициенты в схему реакции, поставив их перед соответствующими веществами;

6) подберем коэффициенты для всех остальных химических элементов;

7) помним, что баланс количества атомов кислорода проверяем в последнюю очередь. Обычно, если число атомов кислорода слева (до стрелки) и справа (после стрелки) сходится, то это означает, что реакция составлена правильно и все остальные коэффициенты верны.

Пример 2. С₃Н₈ + О₂ → СО₂ + Н₂О

В данном случае также удобнее использовать метод электронного баланса.

Расстановку коэффициентов проводим, как и в предыдущем случае. Однако есть некоторый нюанс. После определения с.о. углерода в пропане обнаруживаем, что их две: -2 и -3. Поэтому составленных схем полуреакций для углерода будет две.

Пример 3. Н₂C₂O₄ + KMnO₄ → СО₂ + K₂CO₃ + MnO₂ + Н₂О

Для расстановки коэффициентов вновь воспользуемся методом электронного баланса.

Пример 4. CH₃OH + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → HCOOH + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Н₂О

В данном случае метанол и дихромат калия реагируют в кислой среде. Для расстановки коэффициентов можно воспользоваться любым из методов. Еще раз применим метод электронного баланса.

Пример 5. C₆H₁₂O₆ + KMnO₄ + H₂SO₄ → CO₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + Н₂О

Расставим коэффициенты тремя разными способами.

Способ 1. В молекуле глюкозы степень окисления углерода -1, 0 и +1. Примем, что средняя с.о. равна 0. Имейте ввиду, что такой подход не всегда и не для всех веществ будет оправдан. В данном случае это вполне возможно.

Способ 2. Расставим коэффициенты методом электронного баланса, используя все три с.о. углерода.

Способ 3. Поскольку реакция между глюкозой и перманганатом калия проходит в кислой среде (в H₂SO₄), расставим коэффициенты ионно-электронным методом (полуреакций):

1) молекулярные вещества (а к ним относится и глюкоза) на ионы не диссоциируют, поэтому в схемах полуреакций записываются в исходном виде;

2) количество недостающих кислорода и водорода в полуреакциях компенсируем, дописывая по необходимости молекулы воды H₂O или ионы водорода Н + ;

3) считаем слева и справа в каждой полуреакции суммарный заряд (он создается ионами, образовавшимися при диссоциации реагирующих веществ, и ионами водорода Н + );

4) разницу зарядов компенсируем отдаваемыми или принимаемыми электронами;

5) так же, как и в методе электронного баланса, находим наименьшее общее кратное, определяем множители для каждой из полуреакций;

6) просуммируем полуреакции с учетом найденных множителей (коэффициентов);

7) перенесем коэффициенты в схему реакции, поставив их перед соответствующими веществами;

8) подберем коэффициенты для всех остальных химических элементов;

9) помним, что баланс количества атомов кислорода проверяем в последнюю очередь.

Пример 6. C₃H₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ → CH₃COOH + CO₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + Н₂О

В исходном веществе C₃H₄ (пропин) степени окисления углерода принимают значения -3, -1 и 0. В образовавшейся уксусной кислоте CH₃COOH: -3 и +3. Кроме того, в углекислом газе CO₂ с.о. углерода равна +4.

Такое разнообразие степеней окисления одного элемента затрудняет применение метода электронного баланса. Поэтому лучше воспользоваться методом полуреакций.

Действие окислителей на органические вещества

В зависимости от строения и состава органических веществ (разветвленность углеродного скелета, наличие функциональных групп и их количество), а также от условий процесса (избыток или недостаток окислителя, его концентрация, рН раствора, нагревание или охлаждение) окисление происходит по-разному.

Так, например, при окислении алкена раствором KMnO₄ в мягких условиях (без нагревания и в нейтральной или слабощелочной среде) образуется двухатомный спирт. А при окислении алкена раствором KMnO₄ в жестких условиях (с нагреванием и в кислой или сильнощелочной среде) молекула по двойной связи разрушается, и образуются совершенно иные продукты. Это могут быть и карбоновая кислота, и ее соль и СО₂.

Знание действия окислителей на органические вещества тех или иных классов поможет верно определить продукты окислительно-восстановительной реакции и правильно расставить в них коэффициенты.

Итак, ответ на вопрос: «Как определить степень окисления в органических веществах», – позволяет правильно составить схему реакции с участием органических веществ и подобрать наиболее оптимальный метод расстановки коэффициентов.

Как расставлять коэффициенты в химических уравнениях

Содержание:

Все химические реакции, проходящие в окружающем мире можно описать при помощи специальных уравнений, представляющих собой химические формулы и математические знаки с коэффициентами. И от правильно расставленных коэффициентов в химических уравнениях порой зависит не много не мало, а то какой собственно и будет химическая реакция и будет ли она вообще. В нашей статье мы расскажем о том, как правильно расставлять коэффициенты в химии, чтобы химические уравнения были записаны верно.

Пример разбора простых реакций

Главное правило, которым следует руководствоваться при составлении химических уравнений – принцип сохранения энергии вещества, то есть, сколько есть атомов каждого химического элемента в левой части уравнения, столько должно быть и в правой части того же уравнения.

Для примера возьмем химическую реакцию взаимодействия кальция (Ca) с кислородом (O₂)_. Но для начала объясним, почему вообще кислород (как и некоторые другие химических элементы) в химических уравнениях записывается с индексом «2». Дело в том, что одна молекула кислорода имеет 2 атома, поэтому его записывают как O_2. В свою очередь, к примеру, одна молекула воды, состоящая из кислорода и водорода, имеет всем известную формулу H₂O. Это означает, что каждая молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Заметьте, что по своему усмотрению индексы в химических уравнениях и формулах менять нельзя, так как они изначально должны быть написаны правильно.

Теперь вернемся к нашему простому примеру реакции взаимодействия кальция и кислорода. Ее можно записать следующим образом:

О чем говорит эта запись? О том, что в результате химической реакции взаимодействия кальция с кислородом образуется оксид кальция, который записан формулой CaO. Но также обратите внимание, что в правой части оксид кальция мы записали с коэффициентом 2 – 2CaO. Это значит, что каждый из двух атомов кислорода сцепился со своим атомом кальция, но тогда происходит несоответствие – в правой стороне у нас два атома кальция, в то время как в левой только лишь один. А значит, чтобы запись была правильной в левой части мы должны перед кальцием поставить коэффициент 2:

Теперь мы можем проверить наше уравнение – с левой стороны у нас два атома кальция и с правой тоже два, а значит между обеими частями можно вполне справедливо поставить знак равенства:

Разберем еще один простой пример, из взаимодействия кислорода и водорода как мы знаем, рождается одно из самых ценным и необычных веществ во Вселенной (и это без преувеличения) – вода, основа жизни на нашей планете. Образование воды можно записать следующим уравнением:

Но где же здесь закралась ошибка? Давайте разберем: в левой части у нас два атома кислорода, а в правой только один. Значит перед формулой воды необходимо поставить коэффициент 2:

Умножение 2 молекул воды на 2 атома водорода даст нам 4 атома водорода с правой стороны, но ведь с левой стороны атомов водорода лишь два! Значить перед водородом в уравнении мы также должны поставить коэффициент 2 и теперь получим правильное химическое уравнение, где вместо стрелочки → можно уже смело поставить знак равенства.

Пример разбора сложной реакции

Теперь давайте разберем то, как проставлять коэффициенты в более сложных химических уравнениях:

Перед вами запись так званой реакции нейтрализации – взаимодействие кислоты и основания, в результате которого образуются соли и вода.

Что же мы имеем тут: с левой стороны у нас один атом натрия (Na), а с правой индекс говорит, что атомов натрия уже стало два. Значит логично, что химическую формулу основания гидроксида натрия NaOH надо умножить на 2. Или другими словами поставить перед ней коэффициент 2:

Количество серы в серной кислоте (H₂SO₄) и соли сульфате натрия (Na₂SO₄) у нас одинаковое, тут все хорошо, а вот с количеством кислорода и водорода опять несоответствие, с левой стороны кислорода 6, а с правой 5. Водорода с правой стороны 4, а с левой только 2, непорядок. Чтобы правильно записать это химическое уравнение надо сравнять количество кислорода и водорода в левой и правой части уравнения, к счастью тут сделать это просто, надо перед H₂O поставить коэффициент 2.

Таким образом, количество всех химических элементов в правой и левой части уравнения у нас сравнялись, а значит, мы неспроста поставили знак равенства.

Для закрепления материала разберем еще один пример сложного уравнения.

Это уравнение отображает химическую реакцию гидроксида бария (Ba(OH)₂) с азотной кислотой (HNO₃) в результате которой образуется нитрат бария (Ba(NO₃)₂) и вода.

Пример этот нам интересен тем, что тут используются скобки. Они означают, что если множитель стоит за скобками, то каждый элемент умножается на него. Начнем же разбирать это уравнение, первое, что бросается в глаза, несоответствие азота N, слева он один, а вот справа, если принимать во внимание скобки, его уже два. Получим следующее:

Теперь у нас слева стало 4 атома водорода, а справа только 2. Значит, перед формулой воды также ставим коэффициент 2.

Теперь все элементы уравнены, и мы справедливо поставили знак равенства.

Видео

И чтобы окончательно закрепить материал, рекомендуем посмотреть это образовательное видео.