Применение метода полуреакций в органической химии.

Муниципальное общеобразовательное учреждение
«Средняя общеобразовательная школа №2»
ОВР в органической
химии
(дидактический материал
к учебнику «Химия. 8-11 класс»авт. О.С. Габриелян М:«Дрофа», 2003.)
Автор: Елена Ильинична Волкорез –учитель химии
г. Радужный
Цель работы:
Показать применение
дидактического материала на
уроках химии
по теме «Окислительновосстановительных реакций».
Составление уравнений ОВР методом электронного баланса
Алгоритм составления уравнения методом электронного баланса
Составление уравнений ОВР методом полуреакций или ионноэлектронным методом
Алгоритм составления уравнения методом полуреакций, или
ионно-электронным методом
Реакции, протекающие в кислой среде
Реакции, протекающие в щелочной среде
Реакции, протекающие в нейтральной
среде
Список литературы
Окислительновосстановительные реакции.
Реакции, протекающие с изменением степеней
окисления атомов, входящих в состав
реагирующих веществ, получили название
окислительно-восстановительных. Это наиболее
распространенный тип химических превращений в
природе.
0
+2
0
+2
Cu + Hg(NO3)2 = Hg + Cu(NO3)2
Степени элементов изменяются потому, что при
протекании окислительно- восстановительной
реакции происходит переход электронов от
атомов одного элемента к атомам другого, то есть
одни
атомы отдают электроны, а другие
08.05.2016
4
присоединяют их.
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ (окислительное число), условный
показатель, характеризующий заряд атома в соединениях. В
молекулах с ионной связью совпадает с зарядом иона, напр. в
NaCl степень окисления натрия +1, хлора -1. В ковалентных
соединениях за степень окисления принимают заряд, который
получил бы атом, если бы все пары электронов, осуществляющие
химическую связь, были целиком перенесены к более
электроотрицательным атомам, напр. в HCl степень окисления
водорода +1, хлора -1. Понятие степень окисления используется,
напр., при составлении уравнений окислительновосстановительных реакций.
Окисление-процесс отдачи
электронов
0
+2
Cu – 2 e = Cu
При окислении
степень окисления
элемента повышается,
а элемент является
восстановителем

08.05.2016
6
Восстановление –процесс
присоединения
электронов.
0
+2
Hg + 2 e = Hg
При восстановлении
степень окисление
элемента понижается, а элемент
является окислителем.
08.05.2016
7
Мет од основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных
веществах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов,
смещенных от восстановителя к окислителю.
Мет од применяет ся для составления уравнений реакций, протекающих в
любых фазах. В этом универсальность и удобство метода.
Недост ат ок мет ода – при выражении сущности реакций, протекающих в
растворах, не отражается существование реальных частиц.
1. Составить схему реакции.
2. Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.
3. Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она
протекает без изменения степеней окисления элементов.
4. Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются.
5. Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и
какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в
процессе реакции.
6. В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления
(смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение
электронов к атому элемента)
7. Определить восстановитель и окислитель.
8. Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.
9. Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов
окисления и восстановления.
10.Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду
раствора.
11.Проверить уравнение реакции.
Алгоритм записи метода электронного
баланса.
1.
Составить схему реакции:
Na2SO3+KMnO4+H 2SO4 =
=Na 2SO 4+MnSO4 +K2SO4+H2O
08.05.2016
10
2.Определить атомы каких элементов
изменяют степени окисления:
+4
+7
Na2SO3+KMnO4+H 2SO4 =
+6
+2
=Na 2SO 4+MnSO4 +K2SO4+H2O
08.05.2016
11
3.Составить электронные уравнения
процессов окисления и
восстановления:
S
+4
+6
-2e =S -окисление
+7
+2
Mn +5e= Mn –восстановление
08.05.2016
12
4.В электронных уравнениях подобрать
такие коэффициенты ,чтобы число
электронов ,которые отдает
восстановитель(S),было равно числу
электронов,которые присоединяет
окислитель (Mn):
+4
5\S
-2e =S
+7
2 \ Mn+5e=Mn
+4
+7
5S +2Mn =5S
08.05.2016
+6
+2
+6
+ 2Mn
+2
13
Мет од основан на составлении ионно-электронных уравнений для процессов
окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц и
последующим суммированием их в общее уравнение.
Мет од применяет ся для выражения сущности окислительно-восстановительных реакций , протекающих только в растворах.
Дост оинст во мет ода:
1.В электронно-ионных уравнениях полуреакций записываются ионы, реально
существующие в водном растворе, а не условные частицы.
2.Понятие «степень окисления» не используется.
3. При использовании этого метода не нужно знать все вещества: они
определяются при выводе уравнения реакции.
4. Видна роль среды как активного участника всего процесса.
5.Перенести эти коэффициенты в схему
реакции, затем подобрать коэффициенты
перед формулами других веществ реакции:
5Na2SO3+2KMnO4+3H 2SO4 =
=5Na 2SO 4+2MnSO4 +K2SO4+3H2O
содержание
08.05.2016
15
1.Записываем ионную схему процесса, которая включает только восстановитель
и продукт его окисления и окислитель и продукт его восстановления:
Zn+NO3 -> Zn2+ + NO2 . .
2.Составляем ионно-электронное уравнение процесса окисления(это I полуреакция):
Zn - 2ē -> Zn2+
3. Составляем ионно-электронное уравнение процесса восстановления(это II полуреакция
NO3 ¯ + 2H + + ē -> NO2 + H2O
4.Записываем уравнения полуреакций так, чтобы число электронов между окислителем и
восстановителем было сбалансировано:
Zn - 2ē -> Zn2+
NO3 ¯ + 2H + + ē-> NO2+ H2O 2
5.Суммируем почленно уравнения полуреакций. Составляем общее ионное уравнение
реакции:
Zn + 2NO3 ¯ + 4H + -> Zn2+ + 2NO2 +2 H2O
Проверяем правильность составления уравнения реакции в ионном виде:
а)число атомов элементов должно быть равно в левой и в правой частях уравнения.
б)общий заряд частиц в левой и правой частях ионного уравнения должен быть одинаков.
6.Записываем уравнение в молекулярной форме. Для этого добавляем к ионам, входящим
в ионное уравнение, необходимое число ионов противоположного заряда:
Zn + 4HNO3(конц.)=Zn(NO3)2 + 2 NO2 +2 H2O
В кислой среде кислород от дают молекулы воды,
а связывает ся он ионами водорода.
2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 -> 6K2SO4 + 5Br2 +2MnSO4 + 8H2O
K+ + MnO4¯ + K+ + Br¯ +2H+ + SO42¯ -> 2K+ + SO42¯ + 2Br0 + Mn2+ + SO42¯ + H2O
MnO4¯ + Br¯ +2H+ -> 2Br0 + Mn2+ + H2O
MnO4¯ +8H+ +5ē -> Mn2+ + 4H2O
2Br¯ - 2ē -> 2Br0
2 (восстановление)
5 (окисление)
2MnO4¯ +16H+ + 10Br¯ -> 10Br0 + 2Mn2+ + 8H2O
В щелочной среде кислород предост авляют ионы ОН¯,
а связывает ся он молекулами воды
MnCl2 + KBrO + 2KOH -> MnO2 + KBr + 2KCl +H2O
Mn2+ + 2Cl¯ + K+ + BrO¯ + K+ + ОН¯-> MnO2 + K+ + Br¯ + K+ + Cl¯ + H2O
Mn2+ + BrO¯ + ОН¯-> MnO2 + Br¯ + H2O
Mn2+ + 4ОН¯ - 2ē -> MnO2 +2H2O
BrO¯ + 2H2O+2ē -> Br¯ + 2ОН¯
1 (окисление)
1 (восстановление)
Mn2+ + BrO¯ + 2ОН¯-> MnO2 + Br¯ + H2O
В нейт ральной среде добавление и связывание
ат омов кислорода осущест вляет ся т олько молекулами воды
6KBr + 2KMnO4 + 4H2O -> 3Br2 + 8KOH + 2MnO2
K+ + Br¯ + K+ + MnO4¯ + H2O -> 2Br0 + MnO2 + K+ +ОН¯
Br¯ + MnO4¯ + H2O
-> 2Br0 + MnO2 +ОН¯
MnO4¯ + 2H2O +3ē -> MnO2 +4ОН¯
2Br¯ - 2ē -> 2Br0
2 (восстановление)
3 (окисление)
2MnO4¯ + 4H2O + 6Br¯ -> 2MnO2 +8ОН¯ + 6Br0
Степень окисления в
органической химии

В неорганической химии степень
окисления – одно из основных
понятий, в органической химии –
нет.

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.
Метод электронного
баланса

При составлении уравнений ОВР,
протекающих с участием органических
веществ, в простейших случаях можно
применить степень окисления.
CH3-CH2OH+ KMnO4 = CH3 - COOK + MnO2 + KOH + H2O
Определяем степени окисления элементов
C
-3
2
+1
H+1
K
3-
-1
C H
+1
2O
-2
+1
+1
+7
-2
-2
+1
H + K Mn O
+4
+Mn O
-2
2
+1
+K O H
4
-3
=C H
+H
+1
+1
2O
3–
-2
Составляем электронные уравнения,
выражающие процессы отдачи и
присоединения электронов, и найдем
коэффициенты при восстановителе и
окислителе:
+3
-2
C O O
-
-1
+3
C - 4ē = C
(процесс окисления)
3
+7
+4
Mn + 3ē =Mn (процесс восстановления)4
Числа 3 и 4 в электронных уравнениях
справа от вертикальной черты и
являются коэффициентами в
уравнении реакции.
В левой части уравнения пишем
исходные вещества с найденными
коэффициентами, а в правой – формулы
образующихся веществ с
соответствующими коэффициентами.
3CH3-CH2OH+ 4KMnO4 = 3CH3 - COOK +
4MnO2 + KOH + 4H2O
Преимущества метода
полуреакций
1.Рассматриваются
реально существующие ионы:
2+
MnO4 ; Mn , и вещества C6H12O6; CO2;
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.
Тест.
1.при окислительно-восстановительных
реакциях происходит:
а)выделение теплоты,
б)изменение степеней окисления,
в)обмен ионами
 2.Степень окисления у окислителя:
а) возрастает
б) уменьшается
в) не изменяется

08.05.2016
27
3.При восстановлении атом:
а) отдает электроны
б) принимает электроны
в) число электронов не изменяется
 4 Степень окисления Mn в KMnO4 равна:
а) +5
б) +6
в) +7

08.05.2016
28
5. Степень окисления S в Al 2(SO 4)
равна:
а) +4
б) +6
в) +2
08.05.2016
29
3
6.Какие из данных реакций являются
окислительно-восстановительными:
а) 2H2O =2 H 2 + O2
б) N 2O 5+ H 2O = 2 H N O3

в) Cu S O4 + Fe = Fe S O 4 + Cu
08.05.2016
30
1. О.С. Габриелян. Настольная книга учителя. Химия.11 класс: часть I.
М:«Дрофа», 2003.
2. Лидин Р.А. Справочник школьника.
М: «АСТ-ПРЕСС», 2001.
3. Г.М. Крючкрва. Неорганическая химия.
М: «Медицина» 1972.
4. Большая энциклопедия Кирилла и Мефодия
www.KM.ru