Как уравнивать уравнения в органической химии

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 уравнивать уравнения в органической химии

1) CH 2 =CH 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O + CO 2

5CH 2 =CH 2 + 12KMnO 4 + 18H 2 SO 4 → 6K 2 SO 4 + 12MnSO 4 + 10CO 2 + 28H 2 O

2C -2 – 12e — → 2C +4 | 12 | 5 – окисляется, восстановитель;

Mn +7 + 5e — → Mn +2 | 5 |12 — восстанавливается, окислитель

2) C 2 H 2 – окисляется окислителями в кислой среде до щавелевой кислоты.

-1 -1 k. H 2 SO 4 , KMnO 4 (K 2 Cr 2 O 7 ) COOH

CHΞCH ―――――――→ І (HOOC-COOH)

3)CH 2 =CH-CH 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → CO 2 + CH 3 -COOH + K 2 SO 4 +

2MnSO 4 + 4H 2 O

4) 5CH 3 -CH=CH-CH 3 + 8KMnO 4 + 12H 2 SO 4 → 10CH 3 -COOH + 4K 2 SO 4 +

8MnSO 4 + 12H 2 O

Mn +7 + 5e — → Mn +2 |4| | 8Mn +7 +40e — →8Mn +2 — восстанавливается, окислитель;

C -1 — 4e — → C +3 |5| | 10C -1 — 40e — → 10C +3 — окисляется, восстановитель

-3 0 -1 -3 -3 +3 -2 -2 -3 +2 -3

5) CH 3 -C‡ CH-CH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5CH 3 -COOH + 5CH 3 -C- CH 3

+ 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 +9H 2 O

-1 -1 +7 C +3 OOH +2

6) 5CHΞCH + 8KMnO 4 + 12H 2 SO 4 → 5 І +4K 2 SO 4 +8MnSO 4 + 12H 2 O C +3 OOH

2C -1 — 8e — → 2C +3 |× 5

Mn +7 + 5e — → Mn +2 |× 8

Гомологи ацетилена окисляются до одноосновных карбоновых кислот.

-1 0 -3 +7 -3 +3 +4 +2

7) 5CHΞC-CH 3 +8KMnO 4 +12H 2 SO 4 → 5CH 3 -COOH +5CO 2 +4K 2 SO 4 + 8MnSO 4 + 12H 2 O

— 3 0 0 -3 +7 -3 +3 +2

8) 5CH 3 -CΞC-CH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 10CH 3 -COOH + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 4H 2 O

9) 5C 6 H 5 -CH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5C 6 H 5 COOH + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 14H 2 O

Mn +7 + 5e — → Mn +2 |× 6

C -3 — 6e — → C +3 |× 5

— 1 -2 -3 +7 -1 +3 +4 +2

10) 5C 6 H 5 -CH 2 CH 3 + 12KMnO 4 + 18H 2 SO 4 → 5C 6 H 5 -COOH + 5CO 2 + 6K 2 SO 4 + 12MnSO 4 + 28H 2 O

Mn +7 + 5e — → Mn +2 | 5e — |× 12

11) 5 C 6 H 4 (CH 3 ) 2 + 12KMnO 4 + 18H 2 SO 4 → 5 C 6 H 4 (COOH) 2 + 6K 2 SO 4 + 12MnSO 4 + 28H 2 O

1,2-диметилбензол орто-фталевая кислота

2C -3 — 12e — → 2C +3 |12e — |× 5

Mn +7 + 5e — → Mn +2 | 5e — |× 12

-1 -1 -2 +7 -1 +3 +4 +2

12) C 6 H 5 —CH=CH 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → C 6 H 5 COOH + CO 2 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 4H 2 O

Mn +7 + 5e — → Mn +2 | 5e — |× 2

В нейтральной среде:

1) 3CH 2 =CH 2 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → CH 2 -CH 2 + 2MnO 2 + 2KOH 2C -2 — 2e — → 2C -1 |× 3

І І Mn +7 + 3e — → Mn +4 |× 1

2) 3CH 3 –CH=CH– CH 3 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → 3CH 3 –CH–CH– CH 3 + 2MnO 2 + 2KOH

3) C 6 H 5 —CH=CH 2 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → C 6 H 5 —CH– CH 2 + 2MnO 2 + 2KOH

4) 3CH 3 –CH=CH 2 + 2KMnO 4 + 4H 2 O —→ 3CH 3 –CH–CH + 2MnO 2 + 2KOH

5) 3CHΞCH + 8KMnO 4 → 5 І + 8MnO 2 + 2KOH + 2H 2 O

6) 3CH 3 –CH=CH–СH 2 – CH 3 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → 3CH 3 –CH–CH– СH 2 – CH 3 + 2MnO 2 + 2KOH

7) CH 3 –CH=C– CH 3 + 2KMnO 4 → CH 3 -C- CH 3 + CH 3 -COOH + 2MnO 2 + 2KOH

Реакция присоединения против правила Марковникова:

CH 3 —CH=CH 2 + HBr ——→ CH 3 —CH 2 —CH 2 — 1-бромпропан

При наличии атома хлора в молекуле реакция также идёт против правила, т.к. меняется поляризация молекулы:

CH 2 —CH=CH 2 + HBr ——→ CH 2 —CH 2 —CH 2 — 1-бром-3-хлорпропан

1) CH 3 -CH 2 -OH + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 → 5CH 3 -COOH + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 11H 2 O

2) CH 3 -CH 2 -OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 → 3CH 3 -COOH + 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O

3) 2K 2 Cr 2 O 7 + 3CH 3 OH + 8H 2 SO 4 → HCOOH + 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O

-3 +1 -2 -3 +7 -3 +2 -2 -3 +4

4) 5CH 3 -CH-CH 2 -CH 3 + 2KMnO 4 → 5CH 3 -C-CH 2 -CH 3 + 2MnO 2 + 2KOH + 4H 2 O

5) 5C 6 H 5 -CH 2 OH + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 → 5C 6 H 5 -COOH + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 11H 2 O

6) 5CH 3 -OH + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5CO 2 + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 19H 2 O

7) 3CH 3 -CH 2 -OH + 4KMnO 4 → 4MnO 2 + KOH + 4H 2 O + 3CH 3 -COOK

1) 5HCHO + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 → 5CO 2 + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 11H 2 O

2) 3CH 3 CHO + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 → 3CH 3 -COOH + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

3) 5CH 3 CHO + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5CH 3 -COOH + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O

4) 3CH 3 CHO + 2KMnO 4 + KOH → 3CH 3 -COOK + 2MnO 2 + 2H 2 O

5) HC-(CH 2 ) 7 -CH 3 HC-(CH 2 ) 7 -CH 3

3 ǁ + 2KMnO 4 + 4H 2 O → 3 | + 2KOH + 2MnO 2

HC-(CH 2 ) 7 –COOH HC-(CH 2 ) 7 -COOH

9,10 — диоксистеариновая кислота

Другие реакции органических соединений.

1) 2C 4 H 10 + 5 O 2 ——→ 4CH 3 -COOH + 2H 2 O

2) 3CH 3 –CH=CH– CH 3 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → 3CH 3 –CH–CH– CH 3 + 2MnO 2 + 2KOH

3) 2CH 2 =CH 2 + O 2 —→ 2CH 3 CHO

1) 5С 6 H 4 ClC 2 H 5 +12KMnO 4 +18H 2 SO 4 → 5C 6 H 4 СlCOOH+ 5CO 2 +6K 2 SO 4 +12MnSO 4 + 28H 2 O

(орто-,пара- изомеры) (орто-, пара- изомеры)

2) 5 O 2 N-С 6 H 4 -CH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5 O 2 N-С 6 H 4 -COOH + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 14H 2 O

(пара- изомер) (пара- изомер)

3) 5С 6 H 5 CH(CH 3 ) 2 +18KMnO 4 + 27H 2 SO 4 →5C 6 H 5 COOH +10CO 2 +9K 2 SO 4 +18MnSO 4 +48H 2 O

4) CHΞC-С 6 H 4 -CH 3 ——→ С 6 H 4 -(COOH) 2

(орто — изомер) орто – фталевая кислота

5) 3С 6 H 5 -CH 2 -CH=CH 2 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → 3С 6 H 5 -CH 2 –CH–CH 2 + 2KOH + 2H 2 O

6) 5C 6 H 5 —CH 2 — CH=CH 2 + 16KMnO 4 + 24H 2 SO 4 → 5C 6 H 5 COOH + 10CO 2 + 8K 2 SO 4 + 16MnSO 4 + 34H 2 O

7) O 2 N-С 6 H 4 -COOH + 3Fe + 7HCl → С 6 H 4 (COOH)NH 3 Cl + 3FeCl 3 + 2H 2 O

1) Al 4 C 3 + 12H 2 O → 4Al(OH) 4 + 3CH 4

2) Al 4 C 3 + 12HCl → 4AlCl 3 + 3CH 4

3) CaC 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + C 2 H 2

1) 3CH 2 –CH=CH–CH 2 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → 3CH 2 –CH–CH–CH 2 + 2KOH + 2MnO 2

OH OH OH OH OH OH

2) 3CH 3 -CH 2 -OH + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 → 3CH 3 -CHO + 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

1) CH 3 CHO + 2NaMnO 4 + 3NaOH → CH 3 -COONa + 2Na 2 MnO 4 + 2H 2 O

1)K 2 Cr 2 O 7 +3HOOC-COOH +4H 2 SO 4 → 6CO 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 +7H 2 O

Соли карбоновых кислот .

1) 2CH 3 -COONa ———→ H 2 + C 2 H 6 + 2NaOH + 2CO 2

ИСПОЛЬЗОВАНИЕ МЕТОДА ПОЛУРЕАКЦИЙ В РЕАКЦИЯХ С УЧАСТИЕМ ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ.
методическая разработка по химии (10 класс) на тему

В методическом материале подробно описан метод полуреакций, необходимый для расстановки коэффициентов в органических веществах.

Скачать:

Предварительный просмотр:

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение

средняя общеобразовательная школа №15

Научно-методический центр МБОУ СОШ №15

Автор: Казакова Ирина Петровна

(учитель химии и биологии)

ИСПОЛЬЗОВАНИЕ МЕТОДА ПОЛУРЕАКЦИЙ

В РЕАКЦИЯХ С УЧАСТИЕМ ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ.

(учебно-методическое пособие для учителей химии)

(Научись решать ЕГЭ быстро и правильно)

( практическое руководство для выполнения задания С-3 в ЕГЭ )

Данная работа раскрывает методику расстановки коэффициентов в уравнениях с участием органических веществ.

В органических веществах степени окисления атомов углерода могут иметь разные значения, поэтому удобнее расставлять коэффициенты методом полуреакций, где используются ионы.

Метод полуреакций позволяет быстро и правильно расставить коэффициенты в уравнениях. Этот тип заданий включен в контрольно-измерительные материалы ЕГЭ.

Работу можно использовать как практическое руководство для подготовки к ЕГЭ, при решении генетической связи между органическими веществами в классах химико-биологического профиля.

2.1 Преимущества метода полуреакций

2.2 Некоторые тонкости расстановки коэффициентов.

2.3 Окисление органических веществ: ОВР в органической химии.

2.3.3 Гомологи бензола

2.3.6 Карбоновые кислоты

1. Задания для самостоятельной работы
2. Список литературы

« Умение расставлять коэффициенты есть искусство,

Научно-методическая разработка предназначена для учащихся 10-11 классов и носит предметно-ориентированный характер.

Расстановка коэффициентов в химическом образовании занимает важное место, так как любое химическое уравнение составляется на основе закона сохранения массы веществ (М.В.Ломоносов). Зачастую учащиеся расставляют коэффициенты методом электронного баланса, который включен в программу химического образования 8-11 классов и не пытаются другим, более рациональным способом.

Данный вопрос представляется актуальным, так как введен в контрольно-измерительные материалы ЕГЭ для выпускников 11 класса. Он расширяет возможность совершенствования умений и навыков в расстановке коэффициентов, углубляет знания учащихся. Кроме того, система высшего химического образования требует знания именно этого способа расстановки коэффициентов. Поэтому начальные знания в этой области ученик должен приобрести в стенах школы.

Часто учащиеся выполняют задания по тому образцу, который предложен учителем и не пытаются найти более рациональный способ решения. При выполнении заданий ЕГЭ, когда ученик сталкивается с ограничением времени , необходим простой и быстрый способ решения задания.

Научно – методическая разработка имеет общеобразовательный характер и предназначена для углубленного изучения химических процессов.

Курс позволяет систематизировать знания о разных способах расстановки коэффициентов, его изучение способствует расширению предметных знаний по химии, лучшему усвоению материала на профильном уровне.

Цель данной научно-методической разработки:

— расширить знания учащихся о методах расстановки коэффициентов;

— сформировать умения и навыки при выполнении данного задания;

— сформировать умения рационального применения метода полуреакций;

— устранить пробелы в знаниях;

— лучше подготовиться к ЕГЭ;

Основными задачами являются:

*изучение количественных закономерностей химии:

*освоение способа расстановки коэффициентов и приобретение предметного навыка применения при выполнении заданий данного типа;

*создание условий для саморазвития личности учащегося;

* развитие у учащихся , как содержательной стороны мышления, так и действенной;

*развитие логического мышления;

*обеспечение самостоятельности и активности учащихся:

В результате изучения темы учащиеся должны знать:

• Алгоритм действий по расстановке коэффициентов методом полуреакций;
• Чем отличается метод электронного баланса от метода полуреакций:
• Когда рационально применение данного метода;

В результате изучения темы учащиеся должны уметь:

• Расставлять коэффициенты методом полуреакций;
• Проводить анализ использования данного метода для данной ситуации;
• Грамотно оформлять решение;
• Составлять и применять алгоритмы последовательности действий при решении;

Итак, в процессе изучения происходит уточнение и закрепление действий учащихся, вырабатывается смекалка в использовании имеющихся знаний.

У учащихся в процессе усвоения воспитывается трудолюбие, целеустремленность, развивается чувство ответственности, упорство и настойчивость в достижении поставленной цели.

Умение расставлять коэффициенты развивается в процессе обучения, и развивать это умение можно только одним путем — постоянно, систематически выполнять данные задания.

2.1 Преимущества метода полуреакций .

В контрольно-измерительных материалах ЕГЭ включены задания по подбору коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса (С-1).

Уравнивание ОВР методом электронного баланса хорош для реакций, протекающих в газовой среде.

Однако в задания (С-3) включены уравнения в которых желательно использовать метод полуреакций. Так как большинство процессов, как в химической промышленности, так и в живой природе происходит в растворе, как правило, водном, то, следует по подробнее познакомиться с методом полуреакций. Хотя и более сложным, но хорошо описывающем процессы, идущие в жидкой среде.

Практика показывает, что подбор коэффициентов в реакциях окисления органических веществ вызывает определенные затруднения, так как приходится иметь дело с весьма непривычными степенями окисления. 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. Преимущество этого метода заключается в том, что нет необходимости сразу угадывать и записывать продукты реакции. Они достаточно легко определяются в ходе уравнения.

Во-первых, давайте определимся, в каких случаях лучше использовать метод полуреакций:

• реакция происходит в растворе;
• в реакции принимают участие больше чем 2 реагента, да и продуктов реакции больше, чем 2:

ПРАВИЛА МЕТОДА ПОЛУРЕАКЦИЙ

• В кислой среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов OH(-). Уравнивание осуществляется за счет ионов H(+) и молекул воды.
• В щелочной среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов H(+). Уравнивание осуществляется за счет ионов OH(-) и молекул воды.
• В нейтральной среде ни ионов H(+), ни OH(-) в левой части быть не должно. Однако в правой части среди продуктов реакции они могут появиться.

2.2 Некоторые тонкости расстановки коэффициентов.

На наглядном примере познакомимся с некоторыми тонкостями этой методики.

Расстановка коэффициентов электронно-ионным методом в органической химии.

C 6 H 5 CH 3 + K MnO 4 + H 2 SO 4 = C 6 H 5 COOH + Mn SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Выписываем молекулы органических веществ:

C 7 H 8 C 7 H 6 O 2

1. Выравниваем O молекулой H 2 O :

C 7 H 8 + 2H 2 O → C 7 H 6 O 2.

1. Уравниваем H катионами H + :

C 7 H 8 + 2H 2 O → C 7 H 6 O 2 + 6H +

1. Определяем заряды и переход электронов:

C 7 H 8 + 2H 2 O — 6 e → C 7 H 6 O 2 + 6H +

Выписываем ионы марганца

1. MnO 4 — → Mn 2+
2. Выравниваем O молекулой H 2 O :

Mn O 4 — → Mn 2+ + 4 H 2 O

1. Уравниваем H катионами H + :
2. Mn O 4 — + 8Н + → Mn 2+ + 4 H 2 O

Определяем заряды и переход электронов:

Mn O 4 — + 8Н + +5 e → Mn 2+ + 4 H 2 O

Записываем электронно-ионный баланс

C 7 H 8 + 2H 2 O — 6 e → C 7 H 6 O 2 + 6H + / 6 /5

Mn O 4 — + 8Н + +5 → Mn 2+ + 4 H 2 O /5 /6

5 C 6 H 5 CH 3 + 6 K MnO 4 + H 2 SO 4 = 5 C 6 H 5 COOH + 6 Mn SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Уравниваем калий, серу, водород и проверяем количество кислорода.

5 C 6 H 5 CH 3 + 6 K MnO 4 + 9 H 2 SO 4 = 5 C 6 H 5 COOH + 6 Mn SO 4 + 3 K 2 SO 4 +18 H 2 O

2.3 Окисление органических веществ: ОВР в органической химии.

Реакции окисления органических веществ, в присутствии неорганических идут с образованием разных продуктов в зависимости от среды раствора и условий протекания.

1. Мягкое окисление (нейтральная и слабощелочная среда)

При мягком окислении алкены превращаются в гликоли (двухатомные спирты).

Атомы-восстановители в этих реакциях – атомы углерода, связанные двойной связью. Разрывается только связь, при этом связь сохраняется. По месту разрыва связи присоединяются гидроксильные группы.

Реакция с раствором перманганата калия протекает в нейтральной или слабо -щелочной среде следующим образом:

C 2 H 4 + KMnO 4 + H 2 O = CH 2 OH–CH 2 OH + MnO 2 + KOH (охлаждение)

Расставляем коэффициенты электронно-ионным методом

Выписываем молекулы органических веществ:

C 2 H 4 C 2 H 6 O 2

1. Выравниваем O молекулой H 2 O :

C 2 H 4 + 2H 2 O → C 2 H 6 O 2.

1. Уравниваем H катионами H + :

C 2 H 4 + 2H 2 O → C 2 H 6 O 2 + 2H +

1. Определяем заряды и переход электронов:

C 2 H 4 + 2H 2 O — 2 e → C 2 H 6 O 2 + 2H +

Выписываем ионы марганца

1. MnO 4 — → MnO 2
2. Выравниваем O молекулой H 2 O :

Mn O 4 — → MnO 2 + 2 H 2 O

1. Уравниваем H катионами H + :
2. Mn O 4 — + 4Н + → MnO 2 + 2 H 2 O

Определяем заряды и переход электронов:

Mn O 4 — + 4Н + +3 e → MnO 2 + 2 H 2 O

Записываем электронно-ионный баланс

C 2 H 4 + 2H 2 O — 2 e → C 2 H 6 O 2 + 2H + / 2 /3

Mn O 4 — + 4Н + +3 е → MnO 2 + 2 H 2 O /3 /2

3C 2 H 4 + 2KMnO 4 + H 2 O =3CH 2 OH–CH 2 OH + 2MnO 2 + KOH (охлаждение)

Уравниваем калий, водород и проверяем количество кислорода.

3C 2 H 4 + 2KMnO 4 +4H 2 O =3CH 2 OH–CH 2 OH + 2MnO 2 + 2KOH (охлаждение)

• Запишите реакции окисления и расставьте коэффициенты

1. Пропилен———— пропандиол-1,2 (нейтральная среда)
2. Бутен-1————— (нейтральная среда)

1-2. _ Жесткие условия ( сернокислая и сильнощелочная среда)

В более жестких условиях окисление приводит к разрыву углеродной цепи по двойной связи и образованию двух кислот:

5CH 3 -CH=CH-CH 2 –CH 3 + 8KMnO 4 + 12H 2 SO 4 = 5CH 3 COOH + 5C 2 H 5 COOH + 8MnSO 4 + 4K 2 SO 4 + 17H 2 O (нагревание)

Выписываем молекулы органических веществ:

C 5 H 10 C 2 H 4 O 2 + C 3 H 6 O 2

1. Выравниваем O молекулой H 2 O :

C 5 H 10 + 4H 2 O → C 2 H 4 O 2. + C 3 H 6 O 2

1. Уравниваем H катионами H + :

C 5 H 10 + 4H 2 O → C 2 H 4 O 2 + C 3 H 6 O 2 + 8H +

1. Определяем заряды и переход электронов:

C 5 H 10 + 4H 2 O — 8 e → C 2 H 4 O 2 + C 3 H 6 O 2 + 8H +

Выписываем ионы марганца

1. MnO 4 — → Mn 2+
2. Выравниваем O молекулой H 2 O :

Mn O 4 — → Mn 2+ + 4 H 2 O

1. Уравниваем H катионами H + :
2. Mn O 4 — + 8Н + → Mn 2+ + 4 H 2 O

Определяем заряды и переход электронов:

Mn O 4 — + 8Н + +5 e → Mn 2+ + 4 H 2 O

Записываем электронно-ионный баланс

C 5 H 10 + 4H 2 O — 8 e → C 2 H 4 O 2 + C 3 H 6 O 2 + 8H + / 8 /5

Mn O 4 — + 8Н + +5 е → Mn 2+ + 4 H 2 O /5 /8

5CH 3 -CH=CH-CH 2 –CH 3 + 8KMnO 4 + H 2 SO 4 = 5CH 3 COOH + 5C 2 H 5 COOH + 8MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O ( нагревание )

Уравниваем калий, серу, водород и проверяем количество кислорода.

5CH 3 -CH=CH-CH 2 –CH 3 + 8KMnO 4 + 12H 2 SO 4 = 5CH 3 COOH + 5C 2 H 5 COOH + 8MnSO 4 + 4K 2 SO 4 + 17H 2 O (нагревание)

• Запишите уравнение реакции окисления перманганатом калия в кислой среде и расставьте коэффициенты.

1. Бутен-2———— 2 молекулы уксусной кислоты
2. Гексен-2———— уксусная кислота + пропионовая кислота

1. Если в молекуле двойная связь располагается с краю: двойная связь при этом разрывается. Крайний атом углерода окисляется в молекулу углекислого газа, а оставшаяся часть в соответствующую кислоту.

5CH 3 -CH=CH 2 + 10KMnO 4 + 15H 2 SO 4 = 5CH 3 COOH + 5CO 2 + 10MnSO 4 + 5K 2 SO 4 + 20H 2 O (нагревание).

• Запишите уравнение реакции окисления перманганатом калия в кислой среде и расставьте коэффициенты.

1. Бутен-1————-
2. Пентен -1———— углекислый газ + бутановая кислота

(в сильно щелочной среде – двух солей) или кислоты и диоксида углерода (в сильно щелочной среде – соли и карбоната):

1-3 Если среда – сильнощелочная

В молекуле двойная связь располагается с краю: связь полностью разрушается, крайний атом превращается в среднюю соль (карбонат), оставшаяся часть — также в соответствующую соль.

CH 3 -CH=CH 2 + 10KMnO 4 + 13KOH = CH 3 COOK + K 2 CO 3 + 8H 2 O + 10K 2 MnO 4 (нагревание)

В молекуле двойная связь располагается в середине молекулы: связь полностью разрушается, образуются 2 соли карбоновых кислот .

CH 3 -CH=CH-CH 2 -CH 3 + 6KMnO 4 + 10KOH = CH 3 COOK + C 2 H 5 COOK + 6H 2 O + 6K 2 MnO 4 (нагревание)

Алкины начинают окисляются в несколько более жестких условиях, чем алкены, поэтому они обычно окисляются с разрывом углеродной цепи по тройной связи. Как и в случае алканов, атомы-восстановители здесь – атомы углерода, связанные в данном случае тройной связью. В результате реакций образуются кислоты и диоксид углерода. Окисление может быть проведено перманганатом или дихроматом калия в кислотной среде, например:

5CH 3 -C CH + 8KMnO 4 + 12H 2 SO 4 = 5CH 3 COOH + 5CO 2 + 8MnSO 4 + 4K 2 SO 4 + 12H 2 O (нагревание)

Иногда удается выделить промежуточные продукты окисления. В зависимости от положения тройной связи в молекуле это или дикетоны (R1–CO–CO–R2), или альдокетоны (R–CO–CHO).

Ацетилен может быть окислен перманганатом калия в слабощелочной среде до оксалата калия:

3CH CH + 8KMnO 4 = 3K 2 C 2 O 4 +2H 2 O + 8MnO 2 + 2KOH

В кислотной среде окисление идет до углекислого газа:

CH CH + 2KMnO 4 +3H 2 SO 4 = 2CO 2 + 2MnSO 4 + 4H 2 O + K 2 SO 4