статьи, методические материалы

Тема «Окислительно-восстановительные реакции» в 9 кл

Знать: окислительно-восстановительные реакции, окислитель, восстановитель, электронный баланс, основные окислители и восстановители

Уметь: различать ОВР и реакции без изменения степени окисления; расставлять коэффициенты в ОВР, пользуясь методом электронного баланса.

Существуют реакции, в ходе которых степень окисления элементов не изменяется:
Реакции соединения
SO2 + Na2O = Na2SO3
Реакции разложения
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Реакции обмена
AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O

А также реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:
2Mg0 + O20=2Mg+2O-2
2KCl+5O3-2= 2KCl-1 + 3O20
2KI-1 + Cl20 = 2KCl-1 + I20 
Такие реакции называются окислительно - восстановительными.

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов называетсяокислением. При окислении степень окисления повышается, атомы, молекулы или ионы являются восстановителями:
H20 - 2e = 2H+
S-2 - 2e = S0 
Al0 - 3e =Al+3
Fe+2 - e = Fe+3
2Br - - 2e = Br20

Процесс присоединения электронов - восстановление. При восстановлении степень окисления понижается, атомы, молекулы или ионы - окислители:
Mn+4 + 2e = Mn+2 
S0 + 2e = S-2 
Cr+6 +3e = Cr+3 
Cl20 +2e = 2Cl- 
O20 + 4e = 2O-2

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны (например, HNO3 за счет атома N+5, K2Cr2O7 - за счет атома Cr+6, KMnO4 - за счет атома Mn+7). К ним относятся F2, Cl2, O2, KClO3, H2SO4, HNO3, KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, PbO2 и др. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент.

Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами (например, NH3 - восстановитель за счет атома N−3, H2S - за счет атома S−2, KI за счет атома I−1). Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Типичными (сильными) восстановителями являются H2, C (графит), Zn, Al, Ca, KI, HCl (конц.), H2S, CO и др.

Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции. К таким веществам принадлежат KNO2, H2O2, SO2, Nа2SO3 и др.

Окислительно-восстановительные свойства веществ связаны с положением элементов в Периодической системе Д.И. Менделеева. Простые вещества - неметаллы обладают большими окислительными свойствами, а металлы - большими восстановительными свойствами (O2, Cl2 - окислители, Na, Ba, Al, Zn - восстановители).

В каждой группе Периодической системы элемент с более высоким порядковым номером обладает более ярко выраженными восстановительными свойствами в своей группе, а элемент с меньшим порядковым номером - более сильными окислительными свойствами. Так, кальций Ca - более сильный восстановитель, чем магний Mg, а молекулярный хлор Cl2 - более сильный окислитель, чем иод I2.

Изучение темы  «Окислительно – восстановительные реакции с участием органических соединений»

1. основные понятия теории окислительно- восстановительных реакций            определение степеней окисления атомов в органических соединениях, составление          уравнений реакций  методом электронного баланса

2.  метод электронно- ионного баланса для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций в органической химии
3. Основные окислители и восстановители, применяемые в органической химии

Цели занятия:

1. - Находить зависимость окислительно-восстановительной способности органического вещества от его строения;
2. - Предсказывать условия проведения реакции и ожидаемые продукты окисления (на примере окисления алкенов)  
3. - Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций методом электронно- ионного баланса (на примере окисления алкенов)

 Этапы работы:

1. Актуализация знаний

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.

Особое внимание учащихся следует обратить на поведение окислителя - перманганата калия КМnО4 в различных средах. Это связано с тем, что окислительно-восстановительные ре акции в КИМах встречаются не только в заданиях С1 и С2. В заданиях СЗ, представляющих це почку превращений органических веществ нередки уравнения окисления-восстановления. В школе часто окислитель записывают над стрелкой как [О]. Требованием к выполнению таких заданий на ЕГЭ является обязательное обозначение всех исходных веществ и продуктов реак ции с расстановкой необходимых коэффициентов.

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.

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

Насыщенный углеводород.→  Ненасыщенный углеводород → Спирт→ Альдегид (кетон) →   Карбоновая кислота →CO2 ↑ + H2O.

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.

2. Установление зависимости окислительно-восстановительной способности органического вещества от его строения:

Объяснение нового материала происходит в форме беседы  с использованием электронной презентации, при этом отрабатываются навыки составления уравнений окислительно – восстановительных процессов методом электронно - ионного баланса.

С помощью мультимедийного проектора демонстрируются видеоопыты:

1. Окисление этанола оксидом меди (II) при нагревании
2. Окисление этилена водным раствором перманганата калия
3. Горение этилена

Повышенная склонность органических соединений к окислению обусловлена наличием в молекуле веществ:

1. кратных связей (именно поэтому так легко окисляются алкены, алкины, алкадиены);
2. определенных функциональных групп, способных легко окисляться ( –-SH, –OH (фенольной и спиртовой), - NH2 ;
3. активированных алкильных групп, расположенных по соседству с кратными связями. Например, пропен может быть окислен до непредельного альдегида акролеина  кислородом воздуха в присутствии водяных паров на висмут- молибденовых катализаторах.

                           H2C═CH−CH3  →   H2C═CH−COH

А также окисление толуола до бензойной кислоты перманганатом калия в кислой среде.

            5C6H5CH3 +6KMnO4 + 9H2SO4  → 5C6H5COOH + 3K2SO4 + 6MnSO4 +14H2O

1. наличие 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.

                                    CH3−CH2−OH  +  CuO → CH3−COH + Cu + H2O

                                    CH3−CH(ОН)− CH3 + CuO → CH3−COCH3 + Cu + H2O                                                

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.

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

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

 Для составления уравнений окислительно- восстановительных реакций используют как метод электронного баланса, так и метод полуреакций (электронно -  ионный метод).

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

Преимущества метода полуреакций:

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

 Рассмотрим несколько примеров окислительно- восстановительных реакций с участием непредельных углеводородов этиленового ряда:

3. Строение продуктов окисления алкенов зависит от условий проведения реакции и природы окислителя.

На данном этапе урока отрабатываются у доски навыки составления учащимися уравнений реакций методом полуреакций:

1.  Мягкое окисление алкенов водным раствором перманганата калия на холоде приводит к образованию двухатомных спиртов (реакция Е.Е.Вагнера):

CH2=CH2 + KMnO4 + H2O →

C2H4 + 2 H2O – 2e → C2H6O2 +2H+           3

MnO4- + 2H2O + 3e → MnO2 + 4 OH-        2

3 C2H4 + 6 H2O + 2 MnO4- + 4 H2O →  3 C2H6O2 +6 H+ +2 MnO2 + 8 OH-

3 C2H4 + 4 H2O + 2MnO4-  → 3 C2H6O2 +2 MnO2 + 2OH-

Составим молекулярное уравнение:

В ходе этой реакции происходит обесцвечивание фиолетовой окраски водного раствора KMnO4. Поэтому она используется как качественная реакция на алкены

2.    При жестком окислении алкенов кипящим раствором KMnO4 в кислой среде происходит полный разрыв двойной связи:

C4H8 +  К MnO4+ H2SO4 →

Составим уравнение реакции:

C4H8 + 4H2O – 8е → 2C2H4O2 + 8H+          5

MnO4- + 8 H+  + 5e → Mn2+ + 4  H2O          8

5C4H8 + 20 H2O + 8 MnO4- +64 H+ → 10 C2H4O2 + 8 Mn2+ + 32 H2O + 40 Н+     

 5C4H8 + 8 MnO4- +24 H+ → 10 C2H4O2 + 8 Mn2+ + 12 H2O

Составим молекулярное уравнение:

5C4H8 + 8 К MnO4 +12 H2SO4 → 10 C2H4O2 + 8 Mn SO4 + 4 K2SO4 + 12 H2O

3. Промышленное значение имеет частичное окисление алкенов с образованием циклических оксидов, которые широко используются в органическом синтезе:

2 CH2 ═CH2  + O2  →  2   H2С−CH2

           ‌‌                                      └O┘

Оксид этилена используют в промышленности для получения эпоксидных смол, СМС, лаков, пластмасс, синтетических каучуков и волокон.

‌‌4. Очень важным промышленным процессом является каталитическое окисление алкенов. При использовании в качестве катализатора влажной смеси двух солей – хлорида палладия и хлорида меди (II)получают ацетальдегид (Вакер- процесс),это лучший настоящее время процесс получения уксусного альдегида в промышленности:

                                     2 CH2 ═CH2 + O2 → 2CH3−COH

5. Полное окисление (горение):

                                     C2H4 + 3 O2 →2 CO2 ↑+ 2 H2O + Q

Задания для закрепления материала:

1. Составьте уравнение окисления пропена раствором перманганата калия в кислой среде:

Решение:

Окисление  пропена сильным окислителем - перманганатом калия в кислой среде - приводит к полному разрыву двойной связи и об разованию углекислого газа и уксусной кислоты.

СН2=СН-СН3 + КMnO4 + H2SO4 →

C3H6 + 4 H2O –10 е → C2H4O2 + CO2 ↑ +10 H+        1

MnO4- + 8 H+  + 5e → Mn2+ + 4  H2O                         2

C3H6 + 4 H2O + 2 MnO4- +16 H+  → C2H4O2 + CO2 ↑ +10 H+  +   2 Mn2+ + 8 H2O  

C3H6 +  2 MnO4- +6 H+  → C2H4O2 + CO2 ↑ +  2 Mn2+ + 4 H2O  

Составим молекулярное уравнение:

СН2=СН-СН3 + 2КMnO4 + 3H2SO4 → CH3COOH + CO2 ↑ + K2SO4 + 2 MnSO4 +  4H2O  

2. Составьте уравнения окисления стирола (винилбензола) раствором перманганата калия в кислой и нейтральной среде:

Решение:  

C6H5−CH═CH2 + KMnO4 + 4H2O →

C8H8 + 2 H2O – 8е → C8H10O2 + 2H+         3      

MnO4- + 2 H2O + 3e → MnO2 + 4 OH-         2

3 C8H8 + 6 H2O + 2 MnO4- + 4H2O → 3 C8H10O2 + 6 H+  + 2 MnO2 + 8 OH-     

 3 C8H8 + 4 H2O + 2 MnO4- → 3 C8H10O2  + 2 MnO2 + 2 OH- 

Составим молекулярное уравнение:            

3 C6H5−CH═CH2 + 2 KMnO4 + 4H2O → 3 C6H5−CH−CH2 + 2 MnO2 + 2 KOH

                                                                             ‌ı        ‌ı

 ‌                                                                           OH   OH

Следует обратить внимание на то, что при мягком окислении стирола перманганатом калия КMnO4 в нейтральной или слабощелочной среде происходит разрыв π -связи ,образуется гликоль (двухатомный спирт). В результате реакции окрашенный раствор перманганата калия быстро обесцвечивается и выпадает коричневый осадок оксида марганца (IV).

 Окисление же сильным окислителем - перманганатом калия в кислой среде - приводит к полному разрыву двойной связи и об разованию углекислого газа и бензойной кислоты, раствор при этом обесцвечивается.

C6H5−CH═CH2 + KMnO4 + H2SO4    →

C8H8 + 4 H2O –10е → C7H6O2 + СО2 + 10 H+         1

MnO4- + 8 H+  + 5e → Mn2+ + 4  H2O                       2

C8H8 + 4 H2O  +  2 MnO4- +16 H+ → C7H6O2 + СО2 + 10 H+  +  2 Mn2+ + 8 H2O

  C8H8 +  2 MnO4- + 6 H+ → C7H6O2 + СО2 +  2 Mn2+ + 4 H2O

Составим молекулярное уравнение:                

C6H5−CH═CH2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4  → C6H5−COOH + CO2 ↑ +  K2SO4 + 2 MnSO4 +4 H2O

3. Составьте уравнение окисления  2-метилбутена-2  перманганатом калия в кислой среде:

Решение:

Если в молекуле алкена атом углерода при двойной связи содержит углеводородный за меститель (например, 2-метилбутен-2), то при его окислении происходит  полный разрыв двойной связи  и образование кетона и карбоновой кислоты:

(СН3)2С=СН-СН3 + КМnО4 + Н2SО4→

C5H10 + 3 H2O –6 е → C3H6O + С2Н4О2 + 6 H+        5

MnO4- + 8 H+  + 5e → Mn2+ + 4  H2O                        6

5C5H10 +15 H2O + 6 MnO4- + 48 H+ → 5C3H6O + 5С2Н4О2 + 30 H+ + 6 Mn2+ + 24 H2O

  5C5H10 + 6 MnO4- + 18 H+ → 5C3H6O + 5С2Н4О2 +  6 Mn2+ + 9 H2O

Составим молекулярное уравнение:   

5 (СН3)2С=СН-СН3+6 КМnО4+9 Н2SО4→ 5(СН3)2С=О +5 СН3СООН + 6 МnSО4 +З К2SО4+ 9 Н2О

Задания для самостоятельной работы: 

Составьте уравнения окислительно -  восстановительных процессов методом полуреакций:

Пример 1

С6Н5-С2Н5 + KMnO4 + H2SO4 →

Пример 2

CH3-CH=CH-CH3 + KMnO4 + H2O →

Пример 3

CH3-CH=CH-CH3 + KMnO4 + H2SO4 →

Министерство образования и науки РБ

Курумканское РУО

МБОУ «Дыренская средняя общеобразовательная школа»

Изучение окислительно-восстановительных реакций в курсах 8-11 классов

(из опыта работы)

Автор:                Бадмаева Э.Ж.

учитель химии МБОУ «Дыренская СОШ»

с.Алла, 2011 г

        Тема «Окислительно-восстановительные реакции» является сквозной и изучается в курсах 8-11 классов. Тема является актуальной, потому что  окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. С ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение и брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щёлочи, кислоты и другие ценные продукты.

Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу 20-го века была создана электронная теория окислительно-восстановительных процессов.

 На изучение темы «Химические реакции в свете электронной теории» в 8 классе по учебнику Н.Е.Кузнецовой, И.М.Титовой «Химия - 8» ( М.: Вентана-Граф, 2008) отводится 3 часа и тема состоит из следующих уроков:

-Окислительно-восстановительные реакции. Изменение степени окисления;

-Составление ОВР;

-Сущность и классификация химических реакций в свете электронной теории

      Учащиеся учатся находить степень окисления в различных соединениях, составлять простейшие реакции окисления и восстановления.    При этом делается акцент на то, что водород в соединениях обычно проявляет степень окисления +1, а кислород, как правило, имеет степень окисления -2. Можно воспользоваться следующими правилами: Любая ОВР – двусторонний процесс, состоящий из реакций окисления и восстановления.

Восстановитель (– е-) → степень окисления увеличивается.

(«Отдал электрон, Обзавелся кислородом, Окислился…»)

Окислитель (+е-) → степень окисления уменьшается.

(Взял, Восстановился…)

« Восстановитель – это тот,

Кто электроны отдает,

Сам отдает грабителю –

Злодею-окислителю».

    При изучении данной темы в 9 классе по учебнику Н.Е.Кузнецовой, И.М.Титовой «Химия - 9» ( М.: Вентана-Граф, 2010) учащиеся должны знать понятия окислитель, восстановитель, основные окислители и восстановители, уметь различать ОВР и реакции без изменения степени окисления, расставлять коэффициенты в ОВР, пользуясь методом электронного баланса.

Например, без изменения с.о.:                        с изменением с.о.:

Реакции соединения                              
SO2 + Na2O = Na2SO3                                                                           2Mg0 + O20=2Mg+2O-2
                                                                                                                                                                                                       
Реакции разложения                                           2KCl+5O3-2= 2KCl-1 + 3O20
Cu(OH)2 = CuO + H2O                                       2KI-1 + Cl20 = 2KCl-1 + I20 
Реакции обмена
AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов называется окислением. При окислении степень окисления повышается, атомы, молекулы или ионы являются восстановителями:
H20 - 2e = 2H+
S-2 - 2e = S0 
Al0 - 3e =Al+3
Fe+2 - e = Fe+3
2Br - - 2e = Br20

Процесс присоединения электронов - восстановление. При восстановлении степень окисления понижается, атомы, молекулы или ионы - окислители:
Mn+4 + 2e = Mn+2 
S0 + 2e = S-2 
Cr+6 +3e = Cr+3 
Cl20 +2e = 2Cl- 
O20 + 4e = 2O-2

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны (например, HNO3 за счет атома N+5, K2Cr2O7 - за счет атома Cr+6, KMnO4 - за счет атома Mn+7). К ним относятся F2, Cl2, O2, KClO3, H2SO4, HNO3, KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, PbO2 и др. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент.

Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами (например, NH3 - восстановитель за счет атома N−3, H2S - за счет атома S−2, KI за счет атома I−1). Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Типичными (сильными) восстановителями являются H2, C (графит), Zn, Al, Ca, KI, HCl (конц.), H2S, CO и др.

Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции. К таким веществам принадлежат KNO2, H2O2, SO2, Nа2SO3 и др.

Окислительно-восстановительные свойства веществ связаны с положением элементов в Периодической системе Д.И. Менделеева. Простые вещества - неметаллы обладают большими окислительными свойствами, а металлы - большими восстановительными свойствами (O2, Cl2 - окислители, Na, Ba, Al, Zn - восстановители).

        При изучении темы в курсе органической химии в профильном 10 классе учащиеся должны уметь:

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

-предсказывать условия проведения реакции и ожидаемые продукты окисления, восстановления;

-составлять уравнения ОВР методом электронного и ионно-электронного баланса;

        При изучении тем «Окислительно-восстановительные реакции», «Неметаллы», «Металлы» в курсе общей химии в профильном 11 классе учащиеся должны уметь:

-находить зависимость окислительно-восстановительной способности органических и неорганических веществ от их строения, от имеющейся степени окисления;

-предсказывать условия проведения реакции и ожидаемые продукты окисления, восстановления;

-составлять уравнения ОВР методом электронного и ионно-электронного баланса

  В течение ряда лет учащиеся нашей школы выбирают химико-биологический или физико-химический профиль, каждый год сдают ЕГЭ по химии и поступают по результатам ЕГЭ в ВУЗЫ (в 2010 году поступили: в БГУ(мед)-1 выпускник, в ИГМУ-1 выпускник, ЧГМА – 1 выпускник; в 2011 поступили: в ЧГМА – 3 выпускника; в 2013 г-1 выпускник в Красноярский ГМУ (по результатам ЕГЭ – 3 место в Республике Бурятия (92 балла).

 Особое внимание учащихся следует обратить на поведение окислителя - перманганата калия КМnО4 в различных средах. Это связано с тем, что окислительно-восстановительные ре акции в КИМах встречаются не только в заданиях С1 и С2. В заданиях СЗ, представляющих цепочку превращений органических веществ нередки уравнения окисления-восстановления. В школе часто окислитель записывают над стрелкой как [О]. Требованием к выполнению таких заданий на ЕГЭ является обязательное обозначение всех исходных веществ и продуктов реакции с расстановкой необходимых коэффициентов.

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.

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

Насыщенный углеводород.→  Ненасыщенный углеводород → Спирт→ Альдегид (кетон) →   Карбоновая кислота →CO2 ↑ + H2O.

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.

1. Установление зависимости окислительно-восстановительной способности органического вещества от его строения:

Объяснение нового материала происходит в форме беседы  с использованием презентации, при этом отрабатываются навыки составления уравнений окислительно – восстановительных процессов методом ионно-электронного баланса.

С помощью мультимедийного проектора или практически можно демонстрировать опыты:

1. Окисление этанола оксидом меди (II) при нагревании
2. Окисление этилена водным раствором перманганата калия
3. Горение этилена

Повышенная склонность органических соединений к окислению обусловлена наличием в молекуле веществ:

1. кратных связей (именно поэтому так легко окисляются алкены, алкины, алкадиены);
2. определенных функциональных групп, способных легко окисляться ( –-SH, –OH (фенольной и спиртовой), - NH2 ;
3. активированных алкильных групп, расположенных по соседству с кратными связями. Например, пропен может быть окислен до непредельного альдегида акролеина  кислородом воздуха в присутствии водяных паров на висмут- молибденовых катализаторах.

                           H2C═CH−CH3  →   H2C═CH−COH

А также окисление толуола до бензойной кислоты перманганатом калия в кислой среде.

            5C6H5CH3 +6KMnO4 + 9H2SO4  → 5C6H5COOH + 3K2SO4 + 6MnSO4 +14H2O

1. наличие атомов водорода при атоме углерода, содержащем функциональную группу.

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.

           CH3−CH2−OH  +  CuO → CH3−COH + Cu + H2O

         CH3−CH(ОН)− CH3 + CuO → CH3−COCH3 + Cu + H2O                           

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.

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

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

 Для составления уравнений окислительно- восстановительных реакций используют как метод электронного баланса, так и метод полуреакций (ионно-электронный метод).

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

Преимущества метода полуреакций:

Рассматриваются реально существующие ионы и вещества  

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

 Рассмотрим несколько примеров окислительно- восстановительных реакций с участием непредельных углеводородов этиленового ряда:

2.Строение продуктов окисления алкенов зависит от условий проведения реакции и природы окислителя.

На данном этапе урока отрабатываются у доски навыки составления учащимися уравнений реакций методом полуреакций:

1.  Мягкое окисление алкенов водным раствором перманганата калия на холоде приводит к образованию двухатомных спиртов (реакция Вагнера)
2. CH2=CH2 + KMnO4 + H2O →

C2H4 + 2 H2O – 2e → C2H6O2 +2H+           3

MnO4- + 2H2O + 3e → MnO2 + 4 OH-        2

3 C2H4 + 6 H2O + 2 MnO4- + 4 H2O →  3 C2H6O2 +6 H+ +2 MnO2 + 8 OH-

3 C2H4 + 4 H2O + 2MnO4-  → 3 C2H6O2 +2 MnO2 + 2OH-

В ходе этой реакции происходит обесцвечивание фиолетовой окраски водного раствора KMnO4. Поэтому она используется как качественная реакция на алкены.
2.    При жестком окислении алкенов кипящим раствором KMnO4 в кислой среде происходит полный разрыв двойной связи:

C4H8 +  К MnO4+ H2SO4 →

Составим уравнение реакции:

C4H8 + 4H2O – 8е → 2C2H4O2 + 8H+          5

MnO4- + 8 H+  + 5e → Mn2+ + 4  H2O          8

5C4H8 + 20 H2O + 8 MnO4- +64 H+ → 10 C2H4O2 + 8 Mn2+ + 32 H2O + 40 Н+     

 5C4H8 + 8 MnO4- +24 H+ → 10 C2H4O2 + 8 Mn2+ + 12 H2O

Составим молекулярное уравнение:

5C4H8 + 8 К MnO4 +12 H2SO4 → 10 C2H4O2 + 8 Mn SO4 + 4 K2SO4 + 12 H2O

3. Промышленное значение имеет частичное окисление алкенов с образованием циклических оксидов, которые широко используются в органическом синтезе:

2 CH2 ═CH2  + O2  →  2   H2С−CH2

           ‌‌                                       └O┘

Оксид этилена используют в промышленности для получения эпоксидных смол, СМС, лаков, пластмасс, синтетических каучуков и волокон.

‌‌4. Очень важным промышленным процессом является каталитическое окисление алкенов. При использовании в качестве катализатора влажной смеси двух солей – хлорида палладия и хлорида меди (II)получают ацетальдегид (Вакер- процесс),это лучший настоящее время процесс получения уксусного альдегида в промышленности:

                                     2 CH2 ═CH2 + O2 → 2CH3−COH

5. Полное окисление (горение):

                                     C2H4 + 3 O2 →2 CO2 ↑+ 2 H2O + Q

Задания для закрепления материала:

1. Составьте уравнение окисления пропена раствором перманганата калия в кислой среде:

Решение:

Окисление  пропена сильным окислителем - перманганатом калия в кислой среде - приводит к полному разрыву двойной связи и образованию углекислого газа и уксусной кислоты.

СН2=СН-СН3 + КMnO4 + H2SO4 →

C3H6 + 4 H2O –10 е → C2H4O2 + CO2 ↑ +10 H+        1

MnO4- + 8 H+  + 5e → Mn2+ + 4  H2O                         2

C3H6 + 4 H2O + 2 MnO4- +16 H+  → C2H4O2 + CO2 ↑ +10 H+  +   2 Mn2+ + 8 H2O  

C3H6 +  2 MnO4- +6 H+  → C2H4O2 + CO2 ↑ +  2 Mn2+ + 4 H2O  

 Составим молекулярное уравнение:

СН2=СН-СН3 + 2КMnO4 + 3H2SO4 → CH3COOH + CO2 ↑ + K2SO4 + 2 MnSO4 +  4H2O  

2. Составьте уравнения окисления стирола (винилбензола) раствором перманганата калия в кислой и нейтральной среде:

Решение:  

C6H5−CH═CH2 + KMnO4 + 4H2O →

C8H8 + 2 H2O – 8е → C8H10O2 + 2H+           3      

MnO4- + 2 H2O + 3e → MnO2 + 4 OH-         2

3 C8H8 + 6 H2O + 2 MnO4- + 4H2O → 3 C8H10O2 + 6 H+  + 2 MnO2 + 8 OH-     

 3 C8H8 + 4 H2O + 2 MnO4- → 3 C8H10O2  + 2 MnO2 + 2 OH- 

Составим молекулярное уравнение:            

3 C6H5−CH═CH2 + 2 KMnO4 + 4H2O → 3 C6H5−CH−CH2 + 2 MnO2 + 2 KOH                                                                                                               ‌ı        ‌ı

 ‌                                                                                  OH   OH

Следует обратить внимание на то, что при мягком окислении стирола перманганатом калия КMnO4 в нейтральной или слабощелочной среде происходит разрыв π –связи ,образуется гликоль (двухатомный спирт). В результате реакции окрашенный раствор перманганата калия быстро обесцвечивается и выпадает коричневый осадок оксида марганца (IV).

 Окисление же сильным окислителем - перманганатом калия в кислой среде - приводит к полному разрыву двойной связи и образованию углекислого газа и бензойной кислоты, раствор при этом обесцвечивается.

C6H5−CH═CH2 + KMnO4 + H2SO4    →

C8H8 + 4 H2O –10е → C7H6O2 + СО2 + 10 H+         1

MnO4-  + 8 H+  + 5e → Mn2+ + 4  H2O                     2

C8H8 + 4 H2O  +  2 MnO4-  +16 H+ → C7H6O2 + СО2 + 10 H+  +  2 Mn2+ + 8 H2O

  C8H8 +  2 MnO4- + 6 H+ → C7H6O2 + СО2 +  2 Mn2+ + 4 H2O

Составим молекулярное уравнение:                

C6H5−CH═CH2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4  → C6H5−COOH + CO2 ↑ +  K2SO4 + 2 MnSO4 +4 H2O

3. Составьте уравнение окисления  2-метилбутена-2  перманганатом калия в кислой среде:

Решение:

Если в молекуле алкена атом углерода при двойной связи содержит углеводородный за меститель (например, 2-метилбутен-2), то при его окислении происходит  полный разрыв двойной связи  и образование кетона и карбоновой кислоты:

(СН3)2С=СН-СН3 + КМnО4 + Н2SО4→

C5H10 + 3 H2O –6 е → C3H6O + С2Н4О2 + 6 H+            5

MnO4- + 8 H+  + 5e → Mn2+ + 4  H2O                            6

5C5H10 +15 H2O + 6 MnO4- + 48 H+ → 5C3H6O + 5С2Н4О2 + 30 H+ + 6 Mn2+ + 24 H2O

  5C5H10 + 6 MnO4- + 18 H+ → 5C3H6O + 5С2Н4О2 +  6 Mn2+ + 9 H2O

Составим молекулярное уравнение:

5 (СН3)2С=СН-СН3+6 КМnО4+9 Н2SО4→ 5(СН3)2С=О +5 СН3СООН + 6 МnSО4 +З К2SО4+ 9 Н2О

Задания для самостоятельной работы: 

Составьте уравнения окислительно -  восстановительных процессов методом полуреакций:

Пример 1

С6Н5-С2Н5 + KMnO4 + H2SO4 →

Пример 2

CH3-CH=CH-CH3 + KMnO4 + H2O →

Пример 3

CH3-CH=CH-CH3 + KMnO4 + H2SO4 →

   При изучении данной темы в 11 классе упор делается на повторение основные понятий об окислении и восстановлении, рассмотрение сущности окислительно-восстановительных реакций; учащиеся должны закрепить умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса; должны уметь показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.

Для восстановления данной темы можно давать самостоятельно следующие задания:

1.определите степень окисления элементов в следующих соединениях: КСIO3, НСIO4, Са(НС03)2 , Н2 , (NH4)2 Cr2O7, KNO3, H2SO3, H2S, FeSO4, CaSiO3, KMnO4

2.. Расставьте степени окисления всех элементов в формулах веществ, участвующих в следующей химической реакции:

Hg + S = Hg S

             t0

NaNO3 = NaNO2 + O2

CuSO4 + NaOH = Na 2SO4 + Cu(OH)2

Укажите тип химической реакции справа. По необходимости уравняйте уравнения химической реакции.

Если с.о. элементов до и после реакции изменяются, то слева напишите слово «да», если не изменяются, то напишите слово «нет».

3. Расставьте степени окисления всех элементов в формулах веществ, участвующих в следующей химической реакции:

                t0

Al(OH)3 = Al 2O3 + H2O

H2O + P2O5 = H3PO4

Fe + HCl = FeCl2 + H2

Укажите тип химической реакции справа. По необходимости уравняйте уравнения химической реакции. Если с.о. элементов до и после реакции изменяются, то слева напишите слово «да», если не изменяются, то напишите слово «нет».

Можно учащимся предложить ответить на вопросы:

1) Во всех ли случаях происходит изменение степеней окисления химических элементов? (нет).

2) Зависит ли это от типа химических реакций по числу реагентов и продуктов реакции? (нет).

3) Что же представляют собой окислительно-восстановительные реакции с точки зрения понятия « степень химических элементов?». (Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительным

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

Делаем вывод: «В чем же заключается суть ОВР?»

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями. 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 или присоединении электронов

Самостоятельная работа №1 для учащихся (по карточкам): 

Вариант №1

1) Сколько электронов отдано атомами при следующих превращениях?

а) Cu°- ?e --Cu+2 б) S°- ?e --S+6 

в) N° - ?e -- N+2 г) Fe°- ?e -- Fe+3 

2) Сколько электронов принято ионами при следующих превращениях?

а)Мn+4 + ?e -- Мn+2 б)Cu+2 + ?e -- Cu?

в)Сr+6 + ?e -- Cr+3 г)Fе+3 + ?e -- Fe+2 

Эти ионы окислители или восстановители?

3) Что такое окисление и восстановление с точки зрения
электронной теории?

Вариант №2

1) Сколько электронов принято атомами при следующих превращениях?

а) N° + ?e -- N-3 б) С° + ?e -- C-4 

в) Cl° + ?e -- Cl-1  г) О° + ?e -- O-2

2)Сколько электронов отдано ионами при следующих превращениях?

а) S-2 - ?e -- S° б) S-2 - ?e -- S+6 

в) Mn+2 -?e -- Mn+6 г) Mn+2 -?e -- Mn+7 

Это процессы окисления или восстановления ?

3) Что такое окислитель и что такое восстановитель?

Предлагается рассмотреть также уравнения связывания ртути растворами того же перманганата калия в кислой среде (в тетради сделать запись: аптечный пузырёк (2 г) «марганцовки» растворить в 1 л воды и добавить 1/ 2 столовой ложки уксуса):

3 Hg + 2 KMnO4 + 8H+ = 2 Hg 2+ + 2 K+ + 2MnO2 + 4 H 2O

Это возможно в домашних условиях в случае попадания ртути в труднодоступные места. Или вариант:

Hg + 2FeCl3 = HgCl2 + 2FeCl2

Самостоятельная работа №2 для учащихся (по карточкам):

Вариант №1

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций и укажите процесс окисления и восстановления:

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + S + H2O

Cu + HNO3 (разб.) = Cu(NO3)2 + NO+ H2O

H2O2 + HI = I2 + H2O

NaNO3 + NaI + H2SO4 -- NO + I2 + … + …

Вариант № 2

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно- восстановительных реакций и укажите процесс окисления и восстановления:

K2Cr2O7 + HCl = Cl2 + KCl + CrCl3 + H2O

Ag0 + HNO3 (конц.) = AgNO3 + NO2 + H2O

H2O2 + KMnO4 + H2SO4 = O20 + K2SO4. + MnSO4 + H2O

NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 -- NaNO3 + MnSO4 + …+ …

Использованная литература

1. Глинка Н.Л. Общая химия. / Н.Л. Глинка. М.: Химия, 1985. 740 с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия./ Н.С.Ахметов. М.: Высшая школа, 1988. 446 с.
3. Степин Б.Д. Неорганическая химия. / Б.Д. Степин, А.А. Цветков. М.: Высшая школа, 1994. 608 с.
4. Как выполнять задания части С, Барышова И.В., журнал «Химия в школе», №4, 2011
5. Наш подход к определению коэффициентов в уравнениях ОВР, Турчен Д.Н., журнал «Химия в школе», №2, 2012
6. Экспериментальное исследование окислительно-восстановительных реакций, Беспалов П.И., Дорофеев М.В., журнал «Химия в школе», №1, 2012