Метод кислородного баланса уравнение реакций

Презентация «Расстановка коэффициентов в ОВР с участием органических веществ методом кислородного баланса»

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

Описание презентации по отдельным слайдам:

Расстановка коэффициентов в ОВР с участием органических веществ методом кислородного баланса Чугайнова Вера Семеновна, учитель химии высшей категории МАОУ СОШ № 11 г. Березники

Цель работы: научить учащихся расстановке коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций с участием органических веществ методом кислородного баланса.

Рассмотрим кислородный способ расстановки коэффициентов на примере реакции окисления пропена перманганатом калия KMnO4 в различных средах.

Пример №1. Нейтральная (00С) или слабощелочная среда – образование диолов (мягкое окисление) 00С СН2=СН-СН3 + KMnO4 + Н2О → СН2-СН-СН3 + MnO2+ КОН │ │ ОН ОН В уравнениях полуреакций окисления и восстановления записываем исходные вещества и продукты реакций в молекулярном виде: С3Н6 → С3Н8О2 (органические вещества) КMnO4 + Н2О → MnO2+ КОН (неорганические вещества)

I. Нейтральная (00С) или слабощелочная среда – образование диолов. СН2=СН-СН3 + KMnO4 + Н2О → СН2-СН-СН3 + MnO2+ КОН │ │ ОН ОН 2. В органических веществах уравниваем число атомов водорода молекулами воды. Подсчитываем число атомов кислорода С3Н6 → С3Н8О2 (органические вещества) + Н2О + 1[O] В неорганических веществах уравниваем число всех атомов элементов, начиная с атомов водорода. Подсчитываем число атомов кислорода КMnO4 + Н2О → MnO2 + КОН (неорганические вещества) 2 2 2 – 3[O]

I. Нейтральная (00С) или слабощелочная среда – образование диолов. 4. Складываем 2 уравнения полуреакций, а для того, чтобы атомарный кислород сократился, умножаем первое уравнение на 3, второе уравнение на 1 и складываем уравнения. С3Н6 + Н2О + 1[O] → С3Н8О2 1 3 2КMnO4 + Н2О – 3 [O] → 2MnO2+ 2КОН 3 1 3 СН2=СН-СН3 +2 KMnO4 + 4Н2О → 3СН2-СН-СН3 + 2MnO2+ │ │ 2КОН ОН ОН

Пример № 2. Кислая среда (жесткое окисление) – образование кислоты и оксида углерода (IV). СН2=СН-СН3+ KMnO4+ Н2SО4 → СO2 + СН3-COOH + MnSO4+ К2SО4 + Н2О В уравнениях полуреакций окисления и восстановления записываем исходные вещества и продукты реакций в молекулярном виде. Уравниваем число всех атомов элементов и подсчитываем число атомов кислорода. Складываем два уравнения полуреакций. С3Н6 → СО2 + С2Н4О2 КMnO4 + Н2SО4 → MnSO4 + К2SО4 + Н2О + Н2О + 5[O] 2 2 3 3 — 5[O] 3 2 2 4

Пример № 3. Сильнощелочная или нейтральная среда (t0 ) — образование соли карбоновой кислоты и карбоната калия. СН2=СН-СН3 + KMnO4 + KOН → СН3 — СООК + К2СO3 + К2MnO4+ Н20 С3Н6 → С2Н3О2К + К2СO3 КMnO4 → К2MnO4 + Н2O + КОН + 3Н2O + 3КОН + 5[O] 2 — 1[O] 5 1 1 5 СН2=СН-СН3 + KMnO4 + KOН → СН3 — СООК + К2СO3 + К2MnO4+ Н2O ________________________________________________________ 2 2 10 13 10 8

Пример № 4. Окисление ацетилена в нейтральной или слабощелочной среде – образование оксалата калия. СН ≡ СН + KMnO4 + Н2O → К2С2O4 + MnO2 + КОН С2Н2 → К2С2O4 КMnO4 + Н2O → MnO2 + KOH

Пример № 4. Окисление ацетилена в нейтральной или слабощелочной среде – образование оксалата калия. СН ≡ СН + KMnO4 + Н2O → К2С2O4 + MnO2 + КОН С2Н2 + + → К2С2O4 + КMnO4 + Н2O — → MnO2 + KOH СН ≡ СН + KMnO4 → К2С2O4 + MnO2 + КОН + Н2O 2 КОН 2Н2O 4 [O] 2 2 2 3 [O] 4 3 3 4 ____________________________________________________ 3 8 2 3 8 2

Задание № 1. Расставить коэффициенты методом кислородного баланса в следующем уравнении реакции: 1. СН2=С-СН3 + KMnO4+ Н2SО4→СН3–С- СН3 + СO2 +MnSO4 + К2SО4+ Н2О СН3 О

Задание № 1. Расставить коэффициенты методом кислородного баланса в следующем уравнении реакции: 1. СН2=С-СН3 + KMnO4+ Н2SО4→СН3–С- СН3 + СO2 +MnSO4 + К2SО4+ Н2О СН3 О С4Н8 + 4 [O] → С3Н6О + СO2 + Н2O 4 5 2 КMnO4 + 3 H2SO4 — 5[O] → 2 MnSO4 + К2SO4 + 3Н2O 5 4 _________________________________________________ 5СН2=С-СН3 + 8KMnO4+12Н2SО4→5СН3–СO-СН3 + 5СO2 + СН3 +8 MnSO4 + 4К2SО4+ 17Н2О

Задание № 2. Расставить коэффициенты методом кислородного баланса в следующих уравнениях реакции: + K2Cr2O7+ Н2SО4→ + Cr2(SO4)3 + К2SО4+ Н2О

Задание № 2. Расставить коэффициенты методом кислородного баланса в следующих уравнениях реакции: + K2Cr2O7+ Н2SО4→ + Cr2(SO4)3 + К2SО4+ Н2О С6Н12O + 1 [O] → С6Н10О + Н2O 1 3 K2Cr2O7 + 4H2SO4 — 3[O] → Cr2(SO4)3 +К2SO4 + 4Н2O 3 1 _________________________________________________ 3 + K2Cr2O7+ 4Н2SО4→3 + Cr2(SO4)3 + + К2SО4+ 7Н2О

Задание № 3 Преобразуйте схемы в уравнения реакций. Расставьте коэффициенты методом кислородного баланса. СН3 – С (СН3) = СН2 + KMnO4+ Н2О→ СН3 – С (СН3) = С (СН3) — СН3 + KMnO4+ Н2SО4→ C6H5 – C(O)H + K2Cr2O7 + Н2SО4→ C6H5 – C ≡ СН + KMnO4+ Н2О → C6H5 – CН = СН2 + KMnO4+ Н2О (00С)→ 6. 1,2,4,5 – тетраметилбензол + KMnO4+ Н2SО4→ (дурол)

Литература и интернет-ресурсы 1.Асанова Л.И. Организация подготовки к ЕГЭ по химии: окислительно-восстановительные реакции с участием органических веществ, ОИГ Дрофа, Вентана-Граф, Ниж.Новгород. 2. Способы расстановки коэффициентов в реакциях окисления органических веществ. Мартынюк К.П. conf.stu-kras.ru. 3. Oкислительно-восстановительные реакции с участием органических веществ. Лекция 2 youtube.ru.

Курс повышения квалификации

Дистанционное обучение как современный формат преподавания

Сейчас обучается 925 человек из 80 регионов

Курс повышения квалификации

Педагогическая деятельность в контексте профессионального стандарта педагога и ФГОС

Курс добавлен 23.11.2021
Сейчас обучается 35 человек из 23 регионов

Курс повышения квалификации

Инструменты онлайн-обучения на примере программ Zoom, Skype, Microsoft Teams, Bandicam

Курс добавлен 31.01.2022
Сейчас обучается 24 человека из 14 регионов

Ищем педагогов в команду «Инфоурок»

Дистанционные курсы для педагогов

«Взбодрись! Нейрогимнастика для успешной учёбы и комфортной жизни»

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

Найдите материал к любому уроку, указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:

5 576 132 материала в базе

Самые массовые международные дистанционные

Школьные Инфоконкурсы 2022

33 конкурса для учеников 1–11 классов и дошкольников от проекта «Инфоурок»

Другие материалы

18.12.2018
1564
7

18.12.2018
390
3

18.12.2018
422
1

18.12.2018
369
1

18.12.2018
327
0

18.12.2018
3380
40

18.12.2018
447
1

18.12.2018
1103
8

Вам будут интересны эти курсы:

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

Добавить в избранное

18.12.2018 1470
PPTX 409.5 кбайт
17 скачиваний
Оцените материал:

Настоящий материал опубликован пользователем Чугайнова Вера Семеновна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт

Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.

Автор материала

На сайте: 5 лет и 2 месяца
Подписчики: 0
Всего просмотров: 5730
Всего материалов: 3

Московский институт профессиональной
переподготовки и повышения
квалификации педагогов

Дистанционные курсы
для педагогов

663 курса от 690 рублей

Выбрать курс со скидкой

Выдаём документы
установленного образца!

Учителя о ЕГЭ: секреты успешной подготовки

Время чтения: 11 минут

Тринадцатилетняя школьница из Индии разработала приложение против буллинга

Время чтения: 1 минута

Минобрнауки создаст для вузов рекомендации по поддержке молодых семей

Время чтения: 1 минута

Приемная кампания в вузах начнется 20 июня

Время чтения: 1 минута

Объявлен конкурс дизайн-проектов для школьных пространств

Время чтения: 2 минуты

Полный перевод школ на дистанционное обучение не планируется

Время чтения: 1 минута

Количество бюджетных мест в вузах по IT-программам вырастет до 160 тыс.

Время чтения: 2 минуты

Подарочные сертификаты

Ответственность за разрешение любых спорных моментов, касающихся самих материалов и их содержания, берут на себя пользователи, разместившие материал на сайте. Однако администрация сайта готова оказать всяческую поддержку в решении любых вопросов, связанных с работой и содержанием сайта. Если Вы заметили, что на данном сайте незаконно используются материалы, сообщите об этом администрации сайта через форму обратной связи.

Все материалы, размещенные на сайте, созданы авторами сайта либо размещены пользователями сайта и представлены на сайте исключительно для ознакомления. Авторские права на материалы принадлежат их законным авторам. Частичное или полное копирование материалов сайта без письменного разрешения администрации сайта запрещено! Мнение администрации может не совпадать с точкой зрения авторов.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом протонно-кислородного баланса

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-

ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ МЕТОДОМ

Кабардино-Балкарский государственный университет, г. Нальчик

Метод электронного баланса легко реализуется при составлении уравнений реакций, когда степени окисления атомных частиц в сложных веществах легко определяются. Но во многих случаях трудности возникают при определении степеней окисления атомных частиц, как в исходных веществах, так и в продуктах реакции. Есть множество реакций, к которым метод электронного баланса не применим.

Метод подбора через подсчет количества атомов в правой и левой частях не всегда дает правильно определенные коэффициенты. Так, в уравнениях реакции

4(C2H5)3N + 36HNO3 = 24CO2 + 48H2O + 6NO2 + 17N2

2(C2H5)3N + 78HNO3 = 12CO2 + 54H2O + 78NO2 + N2

(C2H5)3N + 11HNO3 = 6CO2 + 13H2O + 4NO2 + 4N2

верным является только один из вариантов.

Нами был разработан и реализован метод «протонно-кислородного баланса» (МПКБ), который значительно упрощает процедуру составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод не требует определения степеней окисления атомных частиц (допускается молекулярная или ионная запись, когда степени окисления атомных частиц трудно определить), исключает «многоэтажную» запись электронного баланса и

и легко воспринимается.

В соответствии с алгоритмом предложенного метода:

1. В уравнениях полуреакций окисления и восстановления исходные вещества и продукты реакции записывают в молекулярной или ионной формах (если степени окисления атомных частиц в них сложно определить).

2. Устанавливают материальный баланс в каждом уравнении полуреакций окисления и восстановления. При этом недостаток кислорода и водорода в правой или левой частях электронных уравнений восполняют за счет атомных частиц кислорода (O-2) и водорода (Н+) соответственно.

3. Балансируют заряды в каждом уравнении полуреакции окисления и восстановления за счет электронов.

4. Составляют электронный баланс, выравнивая число оторванных у восстановителя и присоединенных окислителем электронов.

5. Найденные коэффициенты ставят перед соответствующими молекулярными (ионными, атомными) частицами и подбирают коэффициенты перед остальными участниками реакции.

В рамках предлагаемого алгоритма проанализируем различные типы окислительно-восстановительных реакций.

KMnO4 + С6Н5СНСН2 + H2SO4 → С6Н5СООН + MnSO4 + CO2 + K2SO4 + H2O

В соответствии с алгоритмом запишем для данной реакции следующую схему трансформации:

С6Н5СНСН2о → С6Н5СООНо + CO2о

Составим ионно-электронное уравнение. Для этого недостаток кислородных частиц в левой части и водородных частиц в правой части восполним за счет атомных частиц кислорода (O-2) и водорода (Н+) соответственно:

С6Н5СНСН2о + 4O-2 → С6Н5СООНо + 2Н+ + CO2о

Далее балансируя заряды за счет электронов получим полуреакцию окисления:

С6Н5СНСН2о + 4O-2 — 10ē = С6Н5СООНо + 2Н+ + CO2о

Запишем теперь следующую схему восстановления

и составим ионно-электронное уравнение. Для этого недостаток кислородных частиц в правой части восполним за счет атомных частиц кислорода (O-2):

Далее составим баланс зарядов за счет электронов:

MnO4- + 5ē = Mn2+ + 4O-2

Теперь составим электронный баланс:

С6Н5СНСН2о + 4O-2 — 10ē = С6Н5СООН0 + 2Н+ + CO2о 1

MnO4- + 5ē = Mn2+ + 4O-2 2

Наконец запишем уравнение реакции:

2KMnO4 +С6Н5СНСН2 +3H2SO4 = С6Н5СООН + 2MnSO4 + CO2 + K2SO4 +4H2O

Окисление ацетилена до щавелевой кислоты с образованием оксалата:

KMnO4 + С2Н2 + H2O → КООС-СООК + MnO2 + КОН

Для данной реакции запишем следующие схемы трансформации:

Недостаток кислорода в левой и правой частях (1) и (2) восполним за счет атомных частиц кислорода (O-2):

С2Н2о + 4O-2 = С2О42- + 2Н+

MnO4- = MnO2о + 2O-2

Составим баланс зарядов за счет электронов и запишем электронный баланс:

С2Н2о + 4O-2 — 8ē = С2О42- + 2Н+ 3 (окисление)

MnO4- + 3ē = MnO2о + 2O-2 8 (восстановление)

Видно, что первая полуреакция отражает процесс окисления ацетилена, а вторая – процесс восстановления перманганат-ионов.

Составим теперь уравнение реакции:

8KMnO4 + 3С2Н2 + 4H2O = 3С2К2О4 + 8MnO2 +8КОН

Аналогично рассмотрены другие реакции с участием органических соединений:

1. Окисление этилена до этандиола –1,2 в нейтральной среде:

3С2Н4 + 2KMnO4 + 4H2O = 3С2Н4 (ОН)2 + 2MnO2 + 2КОН

С2Н4о + 2O-2 + 2Н+ — 2ē → С2Н4(ОН)2о 3 (окисление)

MnO4- + 3ē → MnO2о + 2O-2 2 (восстановление)

2. Окисление этанола до этановой кислоты:

4KMnO4 + 5С2Н5ОН + 6H2SO4 = 5С2Н4О2 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 11H2O

С2Н5ОНо + O-2 — 4ē → С2Н4О2о +2Н+ 5 (окисление)

MnO4- + 5ē → Mn2++ 4O-2 4 (восстановление)

3. Окисление толуола до бензойной кислоты:

6KMnO4 +5С6Н5СН3+ 9H2SO4 = 6С6Н5СООН+ 6MnSO4 + 3K2SO4 +11H2O

С6Н5СН3о + 2O-2 — 6ē → С6Н5СООНо + 2Н+ 5 (окисление)

MnO4- + 5ē → Mn2++ 4O-2 6 (восстановление)

4. Окисление глюкозы до глюконовой кислоты:

С6Н12О6 + 2CuSO4 + 4NaOH = С6Н12О7 + Cu2O+ 2Na2SO4 +2H2O

С6Н12О6о + O-2 — 2ē → С6Н12О7о 1 (окисление)

Cu+2 + 1ē → Cu(восстановление)

5. Восстановление нитробензола до анилина:

С6Н5NО2 + 3Fe + 6HCl(к) = С6Н5NH2 + 3FeCl2 + 2H2O

С6Н5NО2о + 2Н+ + 6ē → С6Н5NH2о + 2O-2 1 (восстановление)

Fe0 — 2ē → Fe(окисление)

6. Окисление триэтиламина:

2(C2H5)3N + 78HNO3 = 12CO2 + 54H2O + 78NO2 + N2

2(C2H5)3N0 + 24O-2 — 78ē = 12CO20 + N20 + 30Н+ 1 окисление

NO3- + 1ē = NO2 + O-2 78 восстановление

Применение метода протонно-кислородного баланса

1. 4CuSCN + 7KIO3 + 14HCI = 4CuSO4 + 7KCI + 4HCN + 7ICI + 5H2O

CuSCN0 + Н+ + 4O-2 — 7ē = Cu2+ + SO42- + НCN0 4

IO3- + CI — + 4ē = ICI + 3O-2 7

2. P2I4 + P4 + H2O → PH4I + H3PO4

Запишем первую схему трансформации для данной реакции:

Составим материальный баланс, для этого к левой части прибавим P4, а недостаток водорода в левой части восполним за счет ионов водорода:

2P2I4o + P4o + 32H+ → 8PH4Io

Составим баланс зарядов за счет электронов:

2P2I4 o + P4 o + 32H+ + 32ē = 8PH4I o (полуреакция восстановления)

Запишем теперь схему следующей трансформации:

Составим материальный баланс за счет частиц (H+ ) и (O-2 ):

P4o + 12H+ + 16O-2 → 4H3PO4 o

Составим баланс зарядов за счет электронов:

P4o + 12H+ + 16O-2 — 20ē = 4H3PO4 o (полуреакция окисления)

Составим теперь электронный баланс:

P4o + 12H+ + 16O-2 — 20ē = 4H3PO4 o 8 (окисление)

2P2I4 o + P4 o + 32H+ + 32ē = 8PH4I o 5 (восстановление)

Получим уравнение реакции:

10P2I4 + 5P4 + 8P4 + 128H2O = 40PH4I + 32H3PO4

3. Cu2S + 10HNO3 + 2HNO3 = 10NO2 + CuSO4 + Cu(NO3)2 + 6H2O

восс-ль окис-ль солеобр.

2Cu2S0 + 4O2- — 10ē = 2Cu+2 + SO42- 1

NO31- + 1ē = NO20 + O2- 10

4. 3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO

восс-ль окис-ль средообр.

As2S30 + 20O2- -28ē = 2AsO4 3- + 3SO42- 3

NO31- + 3ē = NO0 + 2O2- 28

5. 3P4S3 + 38HNO3 + 8H2O = 12H3PO4 + 9H2SO4 + 38NO

восс-ль окис-ль средообр

P4S30 + 28O2- — 38ē = 4PO43- + 3SO42- 3

NO31- + 3ē = NO0 + 2O2- 38

6. 2P4 + 8HClO4(К) + 4H2O = (HPO3)4 + 4H3PO4 + 4Cl2 + 4O2

2P40 + 16H1+ + 28O2- — 40ē = (HPO3)40 + 4H3PO40 1

2ClO41- + 10ē = Cl20 + O20 + 6O-2 4

Применение метода протонно-кислородного баланса к реакциям с

участием нестехиометрических и комплексных соединений

Метод протонно-кислородного баланса применим к реакциям с участием нестехиометрических соединений, к которым метод электронного баланса не может быть применен, поскольку не могут быть определены степени окисления атомных частиц, следовательно, не может быть составлен баланс зарядов:

1. 2Na2S5 + 3О2 = 2Na2SO3(S) + 6S

Na2S50 + 3О-2 — 6ē = Na2SO3(S)0 + 3S 2

2. MoC4 + 11O3 = MoO3 + 4CO2 + 11О2

MoC40 + 11О-2 — 22ē = MoO30 + 4CO20 1

O30 + 2ē = О20 + О-2 11

3. Сr7C3 + 27O3 = 7CrO3 + 3CO2 + 27О2

Сr7C30 + 27О-2 -54ē = 7CrO3 + 3CO2 1

O30 + 2ē = О20 + О-2 27

4. 2Mo3N + 11О2 = 6MoO3 + 2NO2

Mo3N0 + 11О-2 — 22ē = 3MoO30 + NO20 2

О20 + 4ē = 2О-2 11

5. FeS8 + 51Cl2 + 64H2O = Fe2(SO4)3 + 13H2SO4 + 102HCl

FeS80 + 32О-2 -51ē = Fe3+ + 8SO42- 2

Cl20 + 2ē = 2Cl — 51

6. W3C + 11O3 = 3WO3 + CO2 + 11О2

W3C0 + 11О-2 -22ē = 3WO30 + CO20 1

O30 + 2ē = О20 + О-2 11

7. 2Al3Ag5 + 6NaOH + 18H2O = 6Na[Al(OH)4] + 9H2

Al3Ag50 + 12О-2 +12H+ -9ē = 3 [Al(OH)4]- + 5Ag0 2

2H2O0 + 2ē = H20 + 2О-2 +2H+ 9

8. Fe4C + 16HNO3 + 12HNO3 = 4Fe(NO3)3 + CO2 + 16NO2 + 14H2O

Fe4C0 + 2О-2 -16ē = 4Fe3+ + CO20 1

NO31- + 1ē = NO20 + О-2 16

9. 2FeS8 + 51Cl2 + 64H2O = Fe2(SO4)3 + 13H2SO4 + 102HCl

FeS80 + 32O2- -51ē = Fe3+ + 8SO42- 2

Cl20 + 2ē = 2Cl1- 51

10. 10[Cr(N2H4CO)6]4[Cr(CN)6]3(р) + 1176KMnO4(р) + 1399H2SO4(р) = 660KNО3 +1176MnSO4 + 35K2Cr2O7 +223K2SO4 + 420CO2 + 1879H2O:

2[Cr(N2H4CO)6]4[Cr(CN)6]30 + 565O2- -1176ē = 132NО31- + 7Cr2O72- + 84CO20 +192Н1+ 5

MnO41- +5ē = Mn2+ + 4O2- 1176

11. 5[Co(NH3)4][Co(CO)4] (р) + 44KMnO4(р) + 66H2SO4(р) = 10CoSO4 + 20KNО3 + 44MnSO4 + 12K2SO4 + 20CO2 + 96H2O:

[Co(NH3)4][Co(CO)4]0 +16O2- — 44ē = 2Co2 + + 4NО31- + 4CO20 + 12Н1+ 5

MnO41- +5ē = Mn2+ + 4O2- 44

Метод протонно-кислородного баланса исключает

Для уравнения реакции

4FeS2 + 11О2 = 2Fe2О3 + 8SО2

метод электронного баланса допускает следующую запись:

Fe+2 -1ē = Fe

О20 +4ē = 2О-2 4 11

Метод протонно-кислородного баланса позволяет записать электронный баланс в виде:

2FeS2 + 11O-2 -22ē = Fe2О30 + 4SО20 2

О20 + 4ē = 2О-2 11

Реакция окисления железа с образованием железной окалины:

3Fe + 2О2 = Fe3О4 (FeО. Fe2О3-смешанно-валентный оксид)

3Fe0 — 8ē = Fe+2 + 2Fe+3 1

Раскаленное железо реагирует с водой с образованием двойного оксида:

3Fe + 4H2O = Fe3О4 + 4H2

3Fe0 -8ē = Fe+2 + 2Fe+3 1

Разложение сульфата и нитрата железа (П):

4FeSO4 ® 2Fe2О3 + 4SО2+ О2

Fe+2 + S+6 +1ē = Fe+3 + S+4 4

4Fe(NO3)2® 2Fe2О3 + 8NО2+ О2

Fe+2 + 2N+5 +1ē ® Fe+3 + 2N+4 4

Литература

1.Кочкаров окислительно-восстановительных реакций: Метод протонно-кислородного баланса и классификация ОВР// Науч-метод. Журн. «Химия в Школе», 2007, №9. С.44-47

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.