Окислительно-восстановительные реакции

1. Окислительно-восстановительныереакцииОкислительно-восстановительныереакции Лекция для 11 профильного класса

2. Окислительно-восстановительными называют реакции протекающие с изменением степеней окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Именно окислительно-восстановительные реакции лежат в основе жизнедеятельности организма, с ними связаны процессы дыхания и обмена веществ в живых организмах, фотосинтез в растениях, их используют для получение металлов,кислот, солей и других ценных продуктов. Реакции электролиза и коррозии также относятся к окислительно-восстановительным. Наконец, эти реакции лежат в основе работы гальванических элементов, аккумуляторами топливных элементов, превращающих химическую энергию в электрическую.

3. Важнейшими химическими терминами этой темы являются: • окисление, • восстановление, • окислитель, • восстановитель, • степень окисления, • электронный баланс.

4. Окисление, с точки зрения элёктронной теории, — процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами, например: При окислении степень окисления элемента повышается.

5. Восстановление — процесс присоединения электронов атомами, молекулами или ионами: При восстановлении степень окисления элемента понижается.

6. Восстановитель — элемент, отдающий электроны (или вещество, содержащее такой элемент). Восстановитель в ходе реакции окисляется. Окислитель— элемент, принимающий электроны (или вещество, содержащее такой элемент). Окислитель в ходе реакции восстанавливается. Степень окисления— это условный заряд, который возник бы на атоме в соединении в предположении, что все связи в соединении — ионные (т.е. все связывающие электронные пары полностью смещены к более электроотрицательному атому). Степени окисления могут быть как отрицательными (минимальная -4), так и положительными (максимальная +8).

7. Помните: Для данного элемента максимально возможная положительная степень окисления, как правило равна номеру группы в Периодической системе Д.И. Менделеева. Так, для азота и фосфора наивысшая степень окисления равна +5 (элементы V группы), для углерода и свинца +4 (элементы IV группы). Степень окисления атома, входящего в состав простого вещества, равна 0. Сумма всех степеней окисления равна заряду частицы (нулю для молекулы или заряду данного иона).

8. К типичным окислителям относятся: • галогены, • кислород О2, • озон О3, • пероксиды Н2О2, • производные элементов в высшей или достаточно высокой степени окисления (например, КМnО4, К2Сr2О7, HNO3, РЬО4), • кислородные соединения галогенов (Cl2O). Типичные восстановители и окислители

9. К типичным восстановителям могут быть отнесены: • простые вещества — металлы (наиболее сильные восстановители из них — щелочные и щелочноземельные); • некоторые простые вещества — неметаллы (например, водород и углерод); • производные элементов в низших или невысоких степенях окисления (например, H2S, SO2, СО, СН4, HI, NH3, Н3РО3, SnCl2, FeCl2); • многие органические соединения (углеводороды, альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза). Типичные восстановители и окислители

10. Очевидно, что элемент в высшей степени окисления может проявлять только окислительные свойства, в то время как элемент в низшей степени окисления —только восстановительные. Производные в промежуточной степени окисления могут быть как окислителями, так и восстановителями, например: Видно, что в первой реакции железо (III) восстанавливается до железа (II), в то время как во второй — окисляется до железа (VI). Типичные восстановители и окислители

11. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления.В подобных реакциях восстановитель и окислитель — разные химические элементы, входящие в состав разных реагентов, например: Классификация окислительно-восстановительных реакций

12. Реакции диспропорционирования. Так называются реакции, в которых и окислитель, и восстановитель — один и тот же химический элемент, входящий в состав одного вещества: Здесь бром в степени окисления 0 является и окислителем (понижая степень окисления до -1), и восстановителем (повышая степень окисления до +5). Недаром раньше подобные реакции называли реакциями самоокисления-самовосстановления. Классификация окислительно-восстановительных реакций

13. Реакции сопропорционирования. Реакции сопропорционирования являются обратными по отношению к реакциям диспропорционирования и являются частным случаем реакций межмолекулярного окисления-восстановления. Примером такой реакции может быть взаимодействие иодоводорода и йодноватой кислоты: Классификация окислительно-восстановительных реакций

14. Реакции внутримолекулярного окисления и восстановления. В этих реакциях окислитель и восстановитель — разные химические элементы, но входящие в состав одного вещества, например: Классификация окислительно-восстановительных реакций

15. Найти окислитель и восстановитель. • Определить, какие ионы реально существуют. • Записать полуреакции окисления и восстановления. • Сбалансировать число атомов в каждой, добавляя Н+ или Н2О – в кислой среде,   ОН- или Н2О – в щелочной среде. • Уравнять количество электронов (зарядов). • Суммировать полуреакции в полное электронно-ионное уравнение (электроны сокращаются). • Записать уравнение в молекулярном виде с коэффициентами. Алгоритм написания окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций

16. «Избыток» атомов кислорода в левой части уравнения связывается либо в воду (кислая среда), либо в гидроксогруппы (нейтральная или щелочная).«Недостаток» же атомов кислорода, напротив, возмещается из воды (кислая или нейтральная) и из удвоенного числа гидроксогрупп (щелочная среда).

17. Присоединение атомов кислорода к восстановителю в процессе окисления

18. Связывание атомов кислорода окислителя в процессе восстановления

19. Влияние среды на изменение степеней окисления атомов химических элементов

20. Влияние среды на изменение степеней окисления атомов химических элементов

21. Влияние среды на изменение степеней окисления атомов химических элементов

22. Влияние среды на изменение степеней окисления атомов химических элементов

23. Достоинства метода • В нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие ( не Mn7+, а MnO4-) и вещества C6H12O6; CO2; • Видна роль среды как активного участника всего процесса • Не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются при его выводе. • 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. • Этот метод дает не только сведения о числе электронов, участвующих в каждой полуреакции, но и о том, как изменяется среда. • Сокращенные ионные уравнения лучше передают смысл протекающих процессов и позволяют делать определенные предположения о строении продуктов реакции. Ионно-электронный метод(полуреакций)

24. Метод полуреакций в неорганической химии

25. … + KMnO4+ H2SO4 = Fe2(SO4)3 +… + K2SO4 + … Очевидно, что в этом уравнении кислая среда, значит MnO4- переходит в Mn2+. Ион железа Fe2+ может прейти только в Fe3+ 2 MnO4- + 8H+ +5e = Mn2+ + 4 H2O ок-ль 5 2Fe2+ - 2e = 2Fe3+ вост-ль 2 MnO4- + 16H+ + 10 Fe2+= 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 Fe2+ + 10 Fe3+ 10FeSO4 + 2KMnO4+ 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4+ K2SO4 + 8H2O

26. … + KCrO2 + … = K2CrO4 + KBr + … Очевидно, что в этом уравнении щелочная среда, так как CrO2-переходит в CrO42-. Бром Br20 может прейти только в ион Br- • CrO2- + 4OH- -3e = CrO42- + 2H2O ок-ль • Br20 + 2e = 2Br- вост-ль 2 CrO2- + 8OH- + 3 Br20 = 2CrO42 + 4H2O + 6Br- 3 Br2+ 2KCrO2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 4KBr + 4H2O

27. KMnO4 + K2SO3 + … = MnO2 + … + … Из уравнения виден переход MnO4– в MnO2, значит среда нейтральная, очевиден переход SO32- в SO4 2- 2 MnO4- + 2Н2О + 3е = MnO2 + 4ОН- ок-ль 3 SO32- + Н2О -2е = SO4 2- + 2Н+ вост-ль 1 2 MnO4-MnO4- + 3SO32- + 7Н2О = 2 MnO2 + 3 SO4 2- + 8 ОН- + 6Н+ 6 Н2О + 2 ОН-2KMnO4 + 3K2SO3 + Н2О = 2MnO2 + 3K2SO4+ 2КОН

28. Метод полуреакций в органической химии

29. Для нейтрального соединения сумма степеней окисления всех атомов равна нулю: -4 + -2 + - -4 + + +4 - - + + 0 -2 С Н4 С Н3 Сl С Н3LiC Cl4 С2 Н2 Н2 С О -3 + - + -2 + -3 + - + +3 -2 С Н3 С Н2 О Н С Н3 С Н2N О2

30. Органические соединения, молекулы которых содержат несколько атомов углерода, как правило находятся в разной степени окисления: Н Ι Н─С-4─Н Ι Н -3 СН3 Н -3Ι0 Ι -3 СН3─ С ─ С─Н -3ΙΙ СН3 Н Н Ι-2 Н ─ С ─ ОН Ι Н

31. Окисление алкенов CH2=CH2t˚C, H2SO4, KMnO4→ HO-C=O → H2O + CO2                                                   │                                                   OH R1-CH=CH-R2 t˚C, H2SO4, KMnO4→ R1-COOH + R2-COOH R1-C=CH-R2 t˚C, H2SO4, KMnO4→ R1-C=O + R2-COOH      │                                              │      R2                                             R2 R1-C=CH2 t˚C, H2SO4, KMnO4→ R1-C=O + H2O + CO2            │                                          │      R2                                         R2

32. Окисление алкинов 1) В кислой среде: H-C≡C-H KMnO4, H2SO4→ HOOC-COOH (щавелевая кислота) 2) В кислой среде: R1-C≡C-R2KMnO4, H2SO4→ R1-COOH + R2-COOH (смесь карбоновых кислот) 3) В нейтральной или щелочной среде: R1-C≡C-R2KMnO4, H2O/(OH)→ R1-COOK + R2-COOK (смесь солей карбоновых кислот)

33. Окисление аренов 1) В кислой среде: С6H5-CH2-R KMnO4, H2SO4→ С6H5-COOHбензойная кислота+CO2↑ 2) В нейтральной или щелочной среде: С6H5-CH2-R KMnO4, H2O/(OH)→ С6H5-COOK + CO2↑ 3) Окисление гомологов бензола перманганатом калия или бихроматом калия при нагревании: С6H5-CH2-R KMnO4, H2SO4, t˚C→ С6H5-COOHбензойная кислота+R-COOH 4) Окисление кумола кислородом в присутствии катализатора (кумольный способ получения фенола): C6H5CH(CH3)2O2, H2SO4→ C6H5-OH фенол + CH3-CO-CH3 ацетон

34. С6Н12О6+КМnO4 +H2SO4 →CO2 +MnSO4 +K2SO4+H2O У углерода в методе полуреакций нет необходимости определить степень окисления 5 С6Н12О6 + 13H2O -24е = 6СО2 + 7H2O + 24Н+ 24 MnO4- + 8H+ +5e = Mn2+ + 4 H2O 72 5 С6Н12О6 + 65 H2O + 24 MnO4- + 192H+ = 30СО2+120 Н+ + 24 Mn2+ + 66 131H2O 5 С6Н12О6+ 24КМnO4 + 36H2SO4 →30CO2 + 24MnSO4 +12K2SO4+66H2O КМnO4С6Н12О6→ CO2

35. Очевидно, что в этой реакции получается бензойная кислота С6Н5СН3+КМnO4+H2SO4=С6Н5СООН+MnSO4+K2SO4+H2O 6 MnO4- + 8H+ +5e = Mn2+ + 4 H2O 5 С7Н8 + 2H2O -6е = С7Н602 + 6Н+ 18 6 MnO4- + 48H+ + 5 С7Н8 +10H2O = 6 Mn2+ + 24 H2O + 5 С7Н602 + 30Н+ 14 5С6Н5СН3+6КМnO4+9H2SO4=5С6Н5СООН+6MnSO4 +3K2SO4 + 14H2O КМnO4С6Н5СН3 → Х

36. 1. Cl2 + SO2 + H2O H2SO4 + ... 2. H2O2 + KMnO4 + H2SO4  O2 + ... 3. I2 + K2SnO2 + KOH  K2SnO3 + ... 4. KI + KMnO4 + H2SO4  I2 + ... 5. H2S + HNO3(конц) H2SO4 + ... 6. FeSO4 + KMnO4 + KOH  Fe(OH)3 + ... Закончить составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронно-ионных полуреакций:

37. Используемая литература. О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова; Химия 11. М.: Дрофа, 2006. О.С.Габриелян и другие. Готовимся к единому государственному экзамену. Химия. М.: Дрофа, 2003. Федеральный центр тестирования. ЕГЭ 2008. Экзаменационные материалы для подготовки к ЕГЭ по химии. М.: 2007. В.В.Сорокин, Э.Г.Злотников. Тесты по химии. Проверь свои знания. М.: «Просвещение» 2003. Научно- методический журнал Химия в школе; рубрика Готовим учащихся к ЕГЭ ; №1 2007 стр. 47-51, №3 2007 стр.30-39

38. Володина, М.А, Решетникова, Л.П., Кузяков, Ю.А., Мастрюков, В.С., Чуранов, С.С. Пособие по химии. М.: Изд-во Московского университета, 1978 Новошинский, И.И. Химия. 10 кл.: Учеб. для общеобразоват. Учреждений /И.И. Новошинский, Н.С. Новошинская. – М.: ООО «Издательство Оникс»:ООО «Издательство «Мтр и образование», 2005 – 352 с.: ил. Прошлецов, А.Н., Рунов, Н.Н. Справочник по химии для поступающих в ВУЗы. Ярославль: Изд-во ЯГПУ, 2006 Химия. Медико-биологическое значение и применение в медицине металлов и их соединений. Ярославль, ЯГМА, 1998 Хомченко, Г.П. Химия для поступающих в ВУЗы.: Учебное пособие. – 2- изд.,испр.- М.: Высшая школа, 1994Н.Б. Сухоржевская. Применение метода полуреакций в органическойхимии..//Приложение к газете «Первое сентября», Химия.№20,1996г. Г.М. Чернобельская, И.Н. Чертков Химия, «Учебная литература для медицинских училищ». М.: Медицина, 1986г.