Тренировочные задания. Окислительно-восстановительные реакции с участием органических веществ
Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой:
Определите окислитель и восстановитель.
1) Составлен электронный баланс:
2) Расставлены коэффициенты в уравнении реакции:
3) Указано, что сера в степени окисления +6 является окислителем, а иод в степени окисления −1 — восстановителем.
Но кислород – тоже меняет свой заряд, можно его вместо йода выписать? Это ошибка?
Кислород остается в степени окисления -2
Почему там – 2 электрона?
потому что два йода.
Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции по схеме:
Определите окислитель и восстановитель
1) Составим электронный баланс:
2) Определены коэффициенты, и составлено уравнение реакции:
3) Указаны окислитель и восстановитель:
окислитель — восстановитель —
перепроверьте пожалуйста воccтановитель Cu! там должно быть -1 электрон, а не -2!
Кирилл, всё правильно, потому что оксид меди 1.
формула оксида меди CuO,а не Cu2O
Мария, оксид меди 1 тоже есть, и он в этом задании
Не нравится, что электронный баланс у меди составлен 2Cu(+1) -2e -> 2Cu(+2)
По-моему, так мы делаем только с веществами, молекула которых состоит из нескольких атомов одного элемента-неметалла.
У меня получилось:
В формуле оксида меди (I) тоже “несколько атомов одного элемента”.
И все таки в данной реакции медь имея степень окисления +1 отдает 1 электрон и становится +2, она не может отдать 2 электорона. Проверьте
И всё-таки две частицы меди (+1) отдают два электрона и становятся двумя частицами меди (+2)
Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции по схеме:
Определите окислитель и восстановитель
1) Составлен электронный баланс:
2) Определены коэффициенты, и составлено уравнение реакции:
3) Указаны окислитель и восстановитель:
окислитель — восстановитель —
Здравствуйте в реакции нету NO3 . есть HNO3 который и является окислителем .
Гарик, спасибо. Поправка внесена.
В Fe(NO3)3 степень окисления у кислорода -2.
-2*3=-6, степень окисления Fe +3, следовательно степень окисления азота +3, а не +2
имеется в виду оксид азота
Почему в левой части железо 2-х валентное , а в правой части 3-х валентное
потому что это окислительно-восстановительная реакция
Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции по схеме:
Определите окислитель и восстановитель
1) Составим электронный баланс:
2) Определим коэффициенты, и составим уравнение реакции:
3) Укажем окислитель и восстановитель:
окислитель — восстановитель —
Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции по схеме:
Определите окислитель и восстановитель
1) Составим электронный баланс:
2) Определим коэффициенты, и составим уравнение реакции:
3) Укажем окислитель и восстановитель:
окислитель — восстановитель —
Здравствуйте , хотелось бы узнать, возможен ли такой вариант решения :
Руслан, у вас не уравнен кислород.
Калия в правой части больше, чем в левой
Артём, всё правильно. Проверьте ещё раз.
Может, я чего-то не понимаю, но в гидридах у Н степень окисления —1. Почему тогда азот в степени —3, когда должен быть в совершенно противоположной?
Только в гидридах металлов, потому что металлы ни при каких обстоятельствах не принимают отрицательную степень окисления.
Ошибка в комплексной соли. Не может быть тетрагидрооксоалюмината калия. Если у амфотерного металла степень окисления +3, то он может быть либо пента, либо гидро. А амфотерный метал со степенью окисления +2 может быть и тетра, и пента, и гидро.
Алюминий образует тетра- и гексагидроалюминаты.
Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции
В данном разделе собраны задачи по теме Окислительно-восстановительные реакции. Приведены примеры задач на составление уравнений реакций, нахождение окислительно-восстановительного потенциал, и константы равновесия ОВР и другие.
Задача 1. Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH3, CO, SO2, K2MnO4, Сl2, HNO2. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
Решение.
Простые вещества, атомы которых не могут отдать электрон, а могут только присоединить его в реакциях являются только окислителями. Из простых веществ только окислителем может быть фтор F2, атомы которого имеют наивысшую электроотрицательность. В сложных соединениях – если атом, входящий в состав этого соединения (и меняющий степень окисления) находится в своей наивысшей степени окисления, то данное соединение будет обладать только окислительными свойствами.
Из предложенного списка соединений, нет веществ, которые обладали бы только окислительными свойствами, т.к. все они находятся в промежуточной степени окисления.
Наиболее сильный окислитель из них – Cl2, но в реакциях с более электроотрицательными атомами будет проявлять восстановительные свойства.
Составим электронные уравнения:
N +5 +3e — = N +2 | 8 окислитель
S -2 — 8e — = S +6 | 3 восстановитель
Сложим два уравнения
8N +5 +3S -2 — = 8N +2 + 3S +6
Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение:
Задача 2. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте уравнения реакций HNO2: а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO4. Какую функцию выполняет азотистая кислота в этих реакциях?
Решение.
HN +3 O2 — Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3 (промежуточная степень окисления). Азот в этой степени окисления может как принимать, так и отдавать электроны, т.е. может являться как окислителем, так восстановителем.
N +3 – 2 e = N +5 | 1 восстановитель
Br2 0 + 2 e = 2Br — | 1 окислитель
N +3 + Br2 = N +5 + 2Br —
б) HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + 2H2O
N +3 + e = N +2 | 1 окислитель
2I — — 2 e = I 2 | 1 восстановитель
N +3 + 2I — = N +2 + I2
N +3 – 2 e = N +5 | 5 восстановитель
Mn +7 + 5 e = Mn +2 | 2 окислитель
5N +3 + 2Mn +7 = 5N +5 + 2Mn +2
Задача 3. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl2, HClO2 , HClO3 , Cl2O7 . Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
КСlO3 → КС1 + КСlO4.
Укажите окислитель и восстановитель.
Решение.
Хлор может проявлять степени окисления от -1 до +7.
Соединения, содержащие хлор в его высшей степени окисления, могут быть только окислителями, т.е. могут только принимать электроны.
Соединения, содержащие хлор в его низшей степени окисления, могут быть только восстановителями, т.е. могут только отдавать электроны.
Соединения, содержащие хлор в его промежуточной степени окисления, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.е. могут отдавать, так и принимать электроны.
H +1 Сl -1 , Cl 0 2, H +1 Cl +3 O2 -2 , H +1 Cl +5 O3 -2 , Cl2 +7 O7 -2
Таким образом, в данном ряду
Только окислитель — Cl2O7
Только восстановитель – HСl
Могут быть как окислителем, так и восстановителем — Cl2, HClO2 , HClO3
КСlO3 → КС1 + КСlO4.
Составим электронные уравнения
Cl +5 +6e — = Cl — | 2 | 1 окислитель
Cl +5 -2e — = Cl +7 | 6 | 3 восстановитель
Расставим коэффициенты
4Cl +5 = Cl — + 3Cl +7
Задача 4. Какие из приведенных реакций являются внутримолекулярными? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите восстановитель, окислитель.
Решение.
В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления перемещение электронов происходит внутри одного соединения, т.е. и окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же сложного вещества (молекулы)
а) 2KNO3 = 2KNO2 + O2 — внутримолекулярная ОВР
N +5 +2e — = N +3 | 2 окислитель
2 O -2 -4 e — = O2 0 | 1 восстановитель
2N +5 + 2O -2 = 2N +3 + O2 0
б) 3Mq + N2 = Mq3N2 — межмолекулярная ОВР
N2 +6e — = 2N -3 | 2 | 1 окислитель
Mg 0 -2 e — = Mg +2 | 6 | 3 восстановитель
N2 + 3Mg 0 = 2N -3 + 3Mg +2
в) 2KClO3 = 2KCl + 3O2 — внутримолекулярная ОВР
Cl +5 +6e — = Cl — | 4 | 2 окислитель
2 O -2 -4 e — = O2 0 | 6 | 3 восстановитель
2Cl +5 + 6O -2 = 2Cl — + 3O2 0
Задача 5. Какие ОВР относятся к реакциям диспропорционирования? Расставьте коэффициенты в реакциях:
а) Cl2 + KOH = KCl + KClO3 + H2O;
б) KClO3 = KCl + KClO4 .
Решение.
В реакциях диспропорционирования окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента в одинаковой степени окисления (обязательно промежуточной). В результате образуются новые соединения, в которых атомы этого элемента обладают различной степенью окисления.
а) 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O;
Cl2 0 +2e — = 2Cl — | 10| 5 окислитель
Cl2 0 -10e — = 2Cl +5 | 2 | 1 восстановитель
5Cl2 0 + Cl2 0 = 10Cl — + 2Cl +5
3Cl2 0 = 5Cl — + Cl +5
б) 4KClO3 = KCl + 3KClO4
Cl +5 +6e — = Cl — | 2 | 1 окислитель
Cl +5 -2 e — = Cl +7 | 6 | 3 восстановитель
4Cl +5 = Cl — + 3Cl +7
Задача 6. Составьте электронные уравнения и подберите коэффициенты ионно-электронным методом в реакции
Решение.
MnO4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H2O | 2 окислитель
NO2 — + H2O — 2e — = NO3 — + 2H + | 5 восстановитель
Сложим две полуреакции, умножив каждую на соответствующий коэффициент:
После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение:
Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:
Задача 7. Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:
Решение.
Составим электронные уравнения
Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 8 | 4 | восстановитель
N +5 + 8 e = N 3- | 2 | 1 | окислитель
4Zn 0 + N +5 = 4Zn 2+ + N 3-
Составим электронные уравнения
Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 2 | 1 восстановитель
S +6 + 2 e = S +4 | 2 | 1 окислитель
Zn 0 + S +6 = Zn 2+ + S +4
Задача 8. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K2Cr2O7 в следующих процессах при стандартных условиях:
а) 2F — -2e — = F2, E 0 = 2,85 В
б) 2Сl — -2e — = Cl2, E 0 = 1,36 В
в) 2Br — -2e — = Br2, E 0 = 1,06 В
г) 2I — -2e — = I2, E 0 = 0,54 В
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы
Cr2O7 2- + 14H + + 6e — = 2Cr 3+ + 7H2O равен E 0 =1,33 В
Решение.
Для определения возможности протекания ОВР в прямом направлении необходимо найти ЭДС гальванического элемента:
ЭДС = Е 0 ок — Е 0 восст
Если найденная величина ЭДС > 0, то данная реакция возможна.
Итак, определим, можно ли K2Cr2O7 использовать в качестве окислителя в следующих гальванических элементах:
Таким образом, в качестве окислителя дихромат калия можно использовать только для процессов:
2Br — -2e — = Br2 и 2I — -2e — = I
Задача 9. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы
MnO4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H2O
Если С(MnO4 — )=10 -5 М, С(Mn 2+ )=10 -2 М, С(H + )=0,2 М.
Решение.
Окислительно-восстановительный потенциал рассчитывают по уравнению Нернста:
В приведенной системе в окисленной форме находятся MnO4 — и H + , а в восстановленной форме — Mn 2+ , поэтому:
E = 1,51 + (0,059/5)lg(10 -5 *0,2/10 -2 ) = 1,46 В
Задача 10. Рассчитайте для стандартных условий константу равновесия окислительно-восстановительной реакции:
Решение.
Константа равновесия K окислительно-восстановительной реакции связана с окислительно-восстановительными потенциалами соотношением:
lgK = (E1 0 -E2 0 )n/0,059
Определим, какие ионы в данной реакции являются окислителем и восстановителем:
MnO4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H2O | 2 окислитель
Br — + H2O — 2e — = HBrO + H + | 5 восстановитель
Общее число электронов, принимающих участие в ОВР n = 10
E1 0 (окислителя) = 1,51 В
E2 0 (восстановителя) = 1,33 В
Подставим данные в соотношение для К:
lgK = (1,51 — 1,33 )10/0,059
K = 3,22*10 30
Примеры ОВР с ответами приведены также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции
Тренажер. Окислительно-восстановительные реакции
Тренажер по теме: Окислительно-восстановительные реакции (задание С1 ЕГЭ по химии).
Подборка заданий С1
Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции. Определите окислитель и восстановитель:
РЕШЕНИЯ
2Cr +6 + 6ē → 2Cr +3 1 восстановление
S -2 – 2ē → S 0 3 окисление
H2S – восстановитель за счет S -2
2. 3Cl2 + 6NaOH = NaClO3 + 5NaCl + 3H2O
Cl2 0 – 10е → 2Cl +5 1 окисление
Cl2 0 + 2е → 2Cl -1 5 восстановление
Cl2 – окислитель и восстановитель
3. 3Si + 4HNO3 + 12HF → 3SiF4 + 4NO + 8H2O
Si 0 – 4e → Si +4 1 окисление
N +5 + 1е ® N +4 4 восстановление
Si 0 – восстановитель
HNO3 – окислитель за счет N +5
4. 2Cr +3 Cl3 + 3 H2O2 1- + 10 NaOH = 2 Na2Cr +6 O4 + 6 NaCl + 8 H2O -2
Cr +3 — 3ē → Cr +6 2 окисление
O2 1- + 2ē → 2O -2 3 восстановление
CrСl3 (Cr +3 ) – восстановитель,
S +6 + 8 е = S -2 1 окисление
2I -1 — 2 е = I 0 2 4 восстановление
HI – восстановитель за счет I -1 H2SO4 – окислитель за счет S +6
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 восстановление
2O -1 – 2e → O2 0 5 окисление
KMnO4 – окислитель за счет Mn +7
H2O2 – восстановитель за счет O -1
2O -1 -2e→ O 0 2 5 окисление
Mn +7 +5e→Mn +2 2 восстановление
Rb2O2 – восстановитель за счет O -1
RbMnO4 – окислитель за счет Mn +7
Mn +7 +5е → Mn +2 2 восстановление
Sn +2 — 2е → Sn +4 5 окисление
KMnO4 – окислитель за счет Mn +7
SnSO4 – восстановитель за счет Sn +2
P — 3 – 8 е → P +5 5 окисление
Mn +7 + 5 е → Mn +2 8 восстановление
PH3 – восстановитель за счет P -3
KMnO4 – окислитель за счет Mn +7
10. 2Cr +3 Cl3 + 3H2O -1 2 + 10KOH → 2K2Cr +6 O4 + 6KCl + 8H2O -2
Cr +3 – 3е → Cr +6 2 окисление
2O -1 + 2е → 2O -2 3 восстановление
Cr +3 в составе CrCl3 – восстановитель
O -1 в составе H2O2 – окислитель
2I – – 2 е → I2 0 1 окисление
Mn +6 + 2 е → Mn +4 1 восстановление
KI – восстановитель за счет I2
K2MnO4 – окислитель за счет Mn +6
12. Cr +3 2O -2 3 + 32 + 10NaOH = 2Na +1 2Cr +6 O4 + 6NaBr -1 + 5H2O
Cr +3 -3e → Cr +6 2 окисление
Br 0 2 +2e →2Br -1 3 восстановление
Cr2O3 – восстановитель за счет Cr +3
Br 0 2 – окислитель
Cl +5 + 6e → Cl -1 1 восстановление
2Fe +2 – 2e → 2Fe +3 3 окисление
HClO3 – окислитель за счет Cl +5
FeSO4 – восстановитель за счет Fe +2
2N +1 – 2e = 2N +2 5 окисление
Mn +7 + 5e = Mn +2 2 восстановление
KMnO4 – окислитель за счет Mn +7
N2O – восстановитель за счет N +1
N +5 +2e N +3 3 восстановление
2Fe +3 -6e 2Fe +6 1 окисление
Fe2O3 – восстановитель за счёт Fe +3
KNO3 – окислитель за счёт N +5
Mn +4 – 2e → Mn +6 3 окисление
Cl +5 +6e →Cl -1 1 восстановление
KClO3 – окислитель за счет Cl +5
MnO2 – восстановитель за счет Mn +4
Cr +6 + 3e → Cr +3 1 восстановление
Fe +2 — 1e → Fe +3 3 окисление
CrO3 – окислитель за счет Cr +6
FeSO4 – восстановитель за счет Fe +2
O -1 + 1e → O -2 2 восстановление
2I -1 – 2e → 2I 0 1 окисление
Na2O2 окислитель за счет O -1
KI – восстановитель за счет I -1
2S -– 2 – 4 е → 2S 0 3 окисление
Mn +7 + 3 е → Mn +4 4 восстановление
CS2 – восстановитель за счет S -– 2
KMnO4 – окислитель за счет Mn +7
S -2 -2e → S 0 5 окисление
Mn +7 +5e → Mn +2 2 восстановление
H2S – восстановитель за счет S -– 2
KMnO4 – окислитель за счет Mn +7
21. 14FeCl2 + 2KClO4 + 16HCl → 14FeCl3 + Cl2 + 2KCl + 8H2O
Fe +2 – 1е → Fe +3 14 окисление
2Cl +7 + 14е → Cl2 0 1 восстановление
FeCl2 – восстановитель за счет Fe +2
KClO4 – окислитель за счет Cl +7
Cl +1 + 2e → Cl -1 1 восстановление
2I -1 – 2e → I2 1 окисление
NaOCl – окислитель за счет Cl +1
KI – восстановитель за счет I -1
2Fe +2 – 2e = 2Fe +3 5 окисление
Mn +7 + 5e = Mn +2 2 восстановление
Fe SO4 – восстановитель за счет Fe +2
KMnO4 – окислитель за счет Mn +7
Cu 0 ─ 2e → Cu +2 3 окисление
N +5 +3e → N +2 2 восстановление
Cu 0 – восстановитель
KN +5 O3 – окислитель за счет N +5
2Cr +6 + 8 e→2Cr +2 3 восстановление
2Al 0 – 6e → 2Al +3 4 окисление
Al 0 – восстановитель
26. 3Zn + Na2SO3 + 8HCl = 3ZnCl2 + H2S + 2NaCl + 3H2O
Zn 0 – 2ē → Zn +2 3 окисление
S +4 + 6ē → S -2 2 восстановление
Zn 0 –восстановитель,
Na2SO3 – окислитель за счет S +4
Sn +2 -2e = Sn +4 3 окисление
2Cr +6 + 6e = 2Cr +3 1 восстановление
SnCl2 – восстановитель за счет Sn +2
Fe +2 – e → Fe +3 6 окисление
2N +3 + 6e → N2 0 1 восстановление
FeCl2 – восстановитель за счёт Fe +2
HNO2 – окислитель за счёт N +3
Cr + 3 – 3 е → Cr +6 2 окисление
Br2 0 + 2 е → 2Br — 3 восстановление
K3[Cr +3 (OH)6] – восстановитель за счет Cr +3
30. 2Mn +4 O2 + 3NaBi +5 O3 + 4HNO3 → 2NaMn +7 О4 + 3Bi +3 ONO3 + NaNO3 + 2H2O
Mn + 4 – 3 е → Mn +7 2 окисление
Bi +5 + 2 е → Bi +3 3 восстановление
NaBiO3 – окислитель за счет Bi +5
MnO2 – восстановитель за счет Mn +4
31. KN +5 O3 +3 Fe +2 Cl2 + 4HCl → N +2 O + 3Fe +3 Cl3 +KCl + 2H2O
N +5 +3e → N +2 1 восстановление
Fe +2 –1e → Fe +3 3 окисление
KNO3 – окислитель за счет N +5
FeCl2 – восстановитель за счет Fe +2
2Br -1 –2ē → Br 0 2 1 окисление
Mn +4 +2ē → Mn +2 1 восстановление
MnO2– окислитель за счет Mn +4
КBr– восстановитель за счет Br -1
N + 3 – 2 е → N +5 3 окисление
2Cr +6 + 6 е → 2Cr +3 1 восстановление
NaNO2 – восстановитель за счет N + 3
S +4 –2e — → S +6 3 окисление
Cr +6 + 3 e — → Cr +3 2 восстановление
Na2SO3 – восстановитель за счет S +4
Cr +3 –3e — → Cr +6 2 окисление
N +5 + 2 e — → N +3 3 восстановление
Cr2O3 – восстановитель за счет Cr +
KNO3 — окислитель за счет N +5
2Cr +6 + 6е → 2Cr +3 1 восстановление
2Cl -1 – 2e → Cl2 0 3 окисление
HCl – восстановитель за счет Cl -1
Br2 0 + 2е →2 Br -1 1 восстановление
Mn +2 – 2e → Mn +4 1 окисление
Br2 0 – окислитель,
MnSO4 2 – восстановитель за счёт Mn +
2I -1 – 2 е → I 0 2 4 окисление
S +6 +8е → S -2 1 восстановление
KI– восстановитель за счёт I -1
H2SO4 – окислитель за счёт S +6
39. 3Zn + KClO3 + 6КОН + 3H2O = 3K2[Zn(OH)4] + КСl
Zn 0 – 2e → Zn 2+ 3 окисление
Cl +5 + 6e → Cl -1 1 восстановление
Zn 0 – восстановитель
KClO3 – окислитель за счет Cl +5
Sn +2 -2е → Sn +4 3 окисление
2Cr +6 + 6е → 2Cr +3 1 восстановление
SnCl2 – восстановитель за счет Sn +2
Pb +4 +2е = Pb +2 5 восстановление
Mn +2 – 5е = Mn +7 2 окисление
PbO2 – окислитель за счёт Pb +4
Mn(NO3)2 – восстановитель за счёт Mn +2
2Cr +3 – 6e — → 2Cr +6 1 окисление
Cl +5 + 6e — → Cl -1 1 восстановление
Cr2 +3 (SO4)3 – восстановитель за счёт Cr +3
KCl +5 O3 – окислитель за счёт Cl +5
2Cu +1 – 2 e →2Cu +2 5
Mn +7 +5 e → Mn +2 2
Cu2O – восстановитель за счет Cu +1
KMnO4 – окислитель за счет Mn +7
Cu +2 + 2 e → Cu 0 5
P 0 – 5 e → P +5 2
P 0 – восстановитель
CuSO4 – окислитель за счет Cu +2
Окислительно-восстановительные реакции с участием органических веществ. Алкены. Алкины. Арены. Кислородсодержащие вещества (для педагогов и учащихся)
методическая разработка по химии (10, 11 класс)
Скачать:
Вложение | Размер |
---|---|
Методическая разработка для педагогов и учащихся по подготовке к ЕГЭ по химии | 587 КБ |
Предварительный просмотр:
Подготовка к ЕГЭ по химии
с участием органических веществ.
Алкены. Алкины. Арены.
(для педагогов и учащихся)
Составила: Борисова Снежана Петровна, учитель химии МАОУ СОШ №4
2020
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) (реакции окисления-восстановления) происходят с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. При окислении веществ степень окисления элементов возрастает, при восстановлении – понижается.
Первоначально окислением называли только реакции веществ с кислородом, восстановлением – отнятие кислорода. С введением в химию электронных представлений понятие окислительно-восстановительных реакций было распространено на реакции, в которых кислород не участвует.
В неорганической химии окислительно-восстановительные реакции (ОВР) формально могут рассматриваться как перемещение электронов от атома одного реагента (восстановителя) к атому другого (окислителя), например:
При этом окислитель восстанавливается, а восстановитель – окисляется. При протекании реакций в гальваническом элементе переход электронов осуществляется по проводнику, соединяющему электроды элемента, и изменение энергии Гиббса ΔG в данной реакции может быть превращено в полезную работу. В отличие от реакций ионного обмена окислительно-восстановительные реакции (ОВР) в водных растворах протекают, как правило, не мгновенно.
При окислительно-восстановительных реакциях атомы в высшей степени окисления являются только окислителями, в низшей – только восстановителями; атомы в промежуточной степени окисления в зависимости от типа реакции и условий ее протекания могут быть окислителями или восстановителями. Многие окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – каталитические.
По формальным признакам окислительно-восстановительные реакции (ОВР) разделяют на межмолекулярные (например, 2SO 2 + O 2 → 2SO 3 ) и внутримолекулярные, например:
Последняя реакция представляет собой самоокисление-самовосстановление.
В случае окислительно-восстановительных реакций в органической химии использование обобщенной концепции окисления-восстановления и понятия о степени окисления часто малопродуктивно, особенно при незначительно полярности связей между атомами, участвующими в реакции. В органической химии окисление рассматривают обычно как процесс, при котором в результате перехода электронов от органического соединения к окислителю возрастает число (или кратность) кислородсодержащих связей (С-О, N – О, S – О и т.п.) либо уменьшается число водородсодержащих связей (С – Н, N – Н, S – Н и т.п.), например: RCHO → RCOOH; R 2 CHCHR 2 → R 2 C=CR 2 . При восстановлении органических соединений в результате приобретения электронов происходят обратные процессы, например: R 2 CO → R 2 CH 2 ; RSO 2 Cl → RSO 2 H.
Используют также подход, при котором атомам С в молекуле приписывают различные степени окисления в зависимости от числа связей, образованных с элементом более электроотрицательным, чем водород. В этом случае функциональные производные можно расположить в порядке возрастания их степени окисления. Так, насыщенные углеводороды относят к нулевой группе (приблизительная степень окисления – 4), R 2 C=CR 2 , ROH, RCl и RNH 2 – к первой (- 2), RC CR, R 2 CO и R 2 CCl 2 – ко второй (0), RCOOH, RC CCl, RCONH 2 и RССl 3 – к третьей (+2), RCN, CCl 4 и СО 2 – к четвертой (+4). Тогда окисление – процесс, при котором соединение переходит в более высокую категорию, а восстановление – обратный процесс.
В органической химии используют широкий ряд восстановителей и окислителей, что позволяет выбрать реагент, обладающий селективностью (т.е. способностью действовать избирательно на определенные функциональные группы), а также получать продукты в требуемой степени окисления. Например, борогид Na восстанавливает кетоны или альдегиды до спиртов, не реагируя с амидами и сложными эфирами; LiAlH 4 восстанавливает все эти соединения до спиртов. Среди окислителей высокой селективностью обладают, например, комплекс CrО 3 с пиридином, с высоким выходом окисляющий спирты в кетоны, не затрагивая кратные связи С-С, а также SeO 2 , окисляющий кетоны и альдегиды до α-дикарбонильных соединений.
Селективность окислительно-восстановительных реакций может быть обеспечена и в каталитических процессах; например, в зависимости от катализатора и условий реакций ацетиленовые углеводороды можно селективно гидрировать до этиленовых или насыщенных углеводородов.
Каталитические окислительно-восстановительные реакции (ОВР) играют важную роль в промышленности, например:
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) широко распространены в природе и используются в технике.
Органическая химия – это химия соединений углерода, поэтому важно уметь вычислять степени окисления атомов углерода в них.
Для определения степени окисления (СО) атомов в молекулах органических веществ существуют разные приёмы, вот один из способов. Он означает, что более электроотрицательный атом, смещая к себе одну электронную пару, приобретает заряд -1 , две электронных пары – заряд -2 . Связь между одинаковыми атомами не дает вклада в степень окисления. Таким образом, связь между атомами С-С соответствует нулевой степени их окисления. В связи C-H углероду как более электроотрицательному атому соответствует заряд -1, а в связи C-O заряд углерода (менее электроотрицательного) равен +1. Степень окисления атома в молекуле подсчитывается как алгебраическая сумма зарядов, которые дают все связи данного атома.
Так, в молекуле CH 3 Cl три связи C-H дают суммарный заряд на атоме C, равный -3, а связь C-Cl – заряд +1. Следовательно, степень окисления атома углерода в этом соединении равна:
Определим степени окисления (СО) атомов углерода в молекуле этанола:
C -3 H 3 – C -1 H 2 – OH
Три связи C − H дают суммарный заряд на атоме C , равный (С 0 +3е – →С -3 ) -3 .
Две связи С − Н дают заряд на атоме С , равный -2,а связь С →О заряд +1, следовательно, суммарный заряд на атоме С , равен (-2+1=-1) -1.
Определим СО атомов углерода в молекуле уксусной кислоты:
С -3 Н 3 – С +3 О – ОН
Три связи C − H дают суммарный заряд на атоме C , равный (С 0 +3е – →С -3 ) -3 .
Двойная связь С =О (кислород как более электроотрицательный, забирает электроны у атома углерода) даёт заряд на атоме С , равный +2 (С 0 -2е – →С +2 ),а связь С →О заряд +1, следовательно, суммарный заряд на атоме С , равен (+2+1=+3) +3.
Определим СО атомов углерода в молекуле уксусного альдегида:
С -3 Н 3 – С +1 О – Н
Три связи C − H дают суммарный заряд на атоме C , равный (С 0 +3е – →С -3 ) -3 .
Двойная связь С =О (кислород как более электроотрицательный, забирает электроны у атома углерода) даёт заряд на атоме С , равный +2 (С 0 -2е – →С +2 ),а связь С − H заряд -1, следовательно, суммарный заряд на атоме С , равен (+2-1=+1) +1.
К окислителям органических соединений относятся в первую очередь вещества неорганической природы. По агрегатному состоянию их можно разделить на:
– газообразные (О 2 воздуха без нагревания и при нагревании, О 3 );
– жидкие ( [Ag (NH 3 ) 2 ]OH (водные растворы), Cu(OH) 2 , H 2 O 2 , KMnO 4 / H 2 O, KMnO 4 / H 2 SO 4 , K 2 Cr 2 O 7 / H 2 SO 4 )/
У ряда веществ окислительная активность изменятся в зависимости от условий проведения процесса окисления.
Перманганат калия является очень сильным окислителем, в зависимости от рН среды разные продукты его восстановления.
Окислительно-восстановительные реакции с участием органических веществ
В окислительно-восстановительных реакциях органические вещества чаще проявляют свойства восстановителей, а сами окисляются. Легкость окисления органических соединений зависит от доступности электронов при взаимодействии с окислителем. Все известные факторы, вызывающие увеличение электронной плотности в молекулах органических соединений (например, положительные индуктивный и мезомерные эффекты), будут повышать их способность к окислению и наоборот.
Склонность органических соединений к окислению возрастает с ростом их нуклеофильности, что соответствует следующим рядам:
Рост нуклеофильности в ряду
Рассмотрим окислительно-восстановительные реакции представителей важнейших классов органических веществ с некоторыми неорганическими окислителями.
Окисление алкенов
При мягком окислении алкены превращаются в гликоли (двухатомные спирты). Атомы-восстановители в этих реакциях – атомы углерода, связанные двойной связью.
Реакция с раствором перманганата калия протекает в нейтральной или слабо щелочной среде следующим образом:
В более жестких условиях окисление приводит к разрыву углеродной цепи по двойной связи и образованию двух кислот (в сильно щелочной среде – двух солей) или кислоты и диоксида углерода (в сильно щелочной среде – соли и карбоната):
Дихромат калия в сернокислотной среде окисляет алкены аналогично реакциям 1 и 2.
При окислении алкенов, в которых атомы углерода при двойной связи содержат по два углеродных радикала, происходит образование двух кетонов:
Окисление алкинов
Алкины окисляются в несколько более жестких условиях, чем алкены, поэтому они обычно окисляются с разрывом углеродной цепи по тройной связи. Как и в случае алкенов, атомы-восстановители здесь – атомы углерода, связанные кратной связью. В результате реакций образуются кислоты и диоксид углерода. Окисление может быть проведено перманганатом или дихроматом калия в кислотной среде, например:
Ацетилен может быть окислен перманганатом калия в нейтральной среде до оксалата калия:
В кислотной среде окисление идет до щавелевой кислоты или углекислого газа:
Окисление гомологов бензола
Бензол не окисляется даже в довольно жестких условиях. Гомологи бензола могут быть окислены раствором перманганата калия в нейтральной среде до бензоата калия:
Окисление гомологов бензола дихроматом или перманганатом калия в кислотной среде приводит к образованию бензойной кислоты.
Окисление спиртов
Непосредственным продуктом окисления первичных спиртов являются альдегиды, а вторичных – кетоны.
Образующиеся при окислении спиртов альдегиды легко окисляются до кислот, поэтому альдегиды из первичных спиртов получают окислением дихроматом калия в кислотной среде при температуре кипения альдегида. Испаряясь, альдегиды не успевают окислиться.
С избытком окислителя (KMnO4, K2Cr2O7) в любой среде первичные спирты окисляются до карбоновых кислот или их солей, а вторичные – до кетонов.
Третичные спирты в этих условиях не окисляются, а метиловый спирт окисляется до углекислого газа.
Двухатомный спирт, этиленгликоль HOCH2–CH2OH, при нагревании в кислой среде с раствором KMnO4 или K2Cr2O7 легко окисляется до щавелевой кислоты, а в нейтральной – до оксалата калия.
Окисление альдегидов и кетонов
Альдегиды – довольно сильные восстановители, и поэтому легко окисляются различными окислителями, например: KMnO4, K2Cr2O7, [Ag(NH3)2]OH, Cu(OH)2. Все реакции идут при нагревании:
реакция «серебряного зеркала»
C аммиачным раствором оксида серебра альдегиды окисляются до карбоновых кислот которые в аммиачном растворе дают соли аммония (реакция «серебрянного зеркала»):
Муравьиный альдегид (формальдегид) окисляется, как правило, до углекислого газа:
Кетоны окисляются в жестких условия сильными окислителями с разрывом связей С-С и дают смеси кислот:
Карбоновые кислоты. Среди кислот сильными восстановительными свойствами обладают муравьиная и щавелевая, которые окисляются до углекислого газа.
НСООН + HgCl2 =CO2 + Hg + 2HCl
Муравьиная кислота, кроме кислотных свойств, проявляет также некоторые свойства альдегидов, в частности, восстановительные. При этом она окисляется до углекислого газа. Например:
2KMnO4 + 5HCOOH + 3H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 5CO2↑ + 8H2O
При нагревании с сильными водоотнимающими средствами (H2SO4 (конц.) или P4O10) разлагается:
Тренировочные задания. Окислительно-восстановительные реакции с участием органических веществ
1) CH 2 =CH 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O + CO 2
5CH 2 =CH 2 + 12KMnO 4 + 18H 2 SO 4 → 6K 2 SO 4 + 12MnSO 4 + 10CO 2 + 28H 2 O
2C -2 – 12e – → 2C +4 | 12 | 5 – окисляется, восстановитель;
Mn +7 + 5e – → Mn +2 | 5 |12 — восстанавливается, окислитель
2) C 2 H 2 – окисляется окислителями в кислой среде до щавелевой кислоты.
-1 -1 k. H 2 SO 4 , KMnO 4 (K 2 Cr 2 O 7 ) COOH
CHΞCH ―――――――→ І (HOOC-COOH)
3)CH 2 =CH-CH 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → CO 2 + CH 3 -COOH + K 2 SO 4 +
2MnSO 4 + 4H 2 O
4) 5CH 3 -CH=CH-CH 3 + 8KMnO 4 + 12H 2 SO 4 → 10CH 3 -COOH + 4K 2 SO 4 +
8MnSO 4 + 12H 2 O
Mn +7 + 5e – → Mn +2 |4| | 8Mn +7 +40e – →8Mn +2 – восстанавливается, окислитель;
C -1 – 4e – → C +3 |5| | 10C -1 – 40e – → 10C +3 – окисляется, восстановитель
-3 0 -1 -3 -3 +3 -2 -2 -3 +2 -3
5) CH 3 -C‡ CH-CH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5CH 3 -COOH + 5CH 3 -C- CH 3
+ 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 +9H 2 O
-1 -1 +7 C +3 OOH +2
6) 5CHΞCH + 8KMnO 4 + 12H 2 SO 4 → 5 І +4K 2 SO 4 +8MnSO 4 + 12H 2 O C +3 OOH
только ацетилен!
2C -1 – 8e – → 2C +3 |× 5
Mn +7 + 5e – → Mn +2 |× 8
Гомологи ацетилена окисляются до одноосновных карбоновых кислот.
-1 0 -3 +7 -3 +3 +4 +2
7) 5CHΞC-CH 3 +8KMnO 4 +12H 2 SO 4 → 5CH 3 -COOH +5CO 2 +4K 2 SO 4 + 8MnSO 4 + 12H 2 O
– 3 0 0 -3 +7 -3 +3 +2
5CH 3 -CΞC-CH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 10CH 3 -COOH + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 4H 2 O
Ароматические углеводороды .
9) 5C 6 H 5 -CH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5C 6 H 5 COOH + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 14H 2 O
Mn +7 + 5e – → Mn +2 |× 6
C -3 – 6e – → C +3 |× 5
– 1 -2 -3 +7 -1 +3 +4 +2
10) 5C 6 H 5 -CH 2 CH 3 + 12KMnO 4 + 18H 2 SO 4 → 5C 6 H 5 -COOH + 5CO 2 + 6K 2 SO 4 + 12MnSO 4 + 28H 2 O
Mn +7 + 5e – → Mn +2 | 5e – |× 12
11) 5 C 6 H 4 (CH 3 ) 2 + 12KMnO 4 + 18H 2 SO 4 → 5 C 6 H 4 (COOH) 2 + 6K 2 SO 4 + 12MnSO 4 + 28H 2 O
1,2-диметилбензол орто-фталевая кислота
2C -3 – 12e – → 2C +3 |12e – |× 5
Mn +7 + 5e – → Mn +2 | 5e – |× 12
-1 -1 -2 +7 -1 +3 +4 +2
12) C 6 H 5 —CH=CH 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → C 6 H 5 COOH + CO 2 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 4H 2 O
Mn +7 + 5e – → Mn +2 | 5e – |× 2
В нейтральной среде:
1) 3CH 2 =CH 2 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → CH 2 -CH 2 + 2MnO 2 + 2KOH 2C -2 – 2e – → 2C -1 |× 3
І І Mn +7 + 3e – → Mn +4 |× 1
2) 3CH 3 –CH=CH– CH 3 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → 3CH 3 –CH–CH– CH 3 + 2MnO 2 + 2KOH
3) C 6 H 5 —CH=CH 2 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → C 6 H 5 —CH– CH 2 + 2MnO 2 + 2KOH
4) 3CH 3 –CH=CH 2 + 2KMnO 4 + 4H 2 O —→ 3CH 3 –CH–CH + 2MnO 2 + 2KOH
5) 3CHΞCH + 8KMnO 4 → 5 І + 8MnO 2 + 2KOH + 2H 2 O
6) 3CH 3 –CH=CH–СH 2 – CH 3 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → 3CH 3 –CH–CH– СH 2 – CH 3 + 2MnO 2 + 2KOH
7) CH 3 –CH=C– CH 3 + 2KMnO 4 → CH 3 -C- CH 3 + CH 3 -COOH + 2MnO 2 + 2KOH
Реакция присоединения против правила Марковникова:
CH 3 —CH=CH 2 + HBr ——→ CH 3 —CH 2 —CH 2 – 1-бромпропан
При наличии атома хлора в молекуле реакция также идёт против правила, т.к. меняется поляризация молекулы:
CH 2 —CH=CH 2 + HBr ——→ CH 2 —CH 2 —CH 2 – 1-бром-3-хлорпропан
1) CH 3 -CH 2 -OH + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 → 5CH 3 -COOH + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 11H 2 O
2) CH 3 -CH 2 -OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 → 3CH 3 -COOH + 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O
3) 2K 2 Cr 2 O 7 + 3CH 3 OH + 8H 2 SO 4 → HCOOH + 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O
-3 +1 -2 -3 +7 -3 +2 -2 -3 +4
4) 5CH 3 -CH-CH 2 -CH 3 + 2KMnO 4 → 5CH 3 -C-CH 2 -CH 3 + 2MnO 2 + 2KOH + 4H 2 O
5) 5C 6 H 5 -CH 2 OH + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 → 5C 6 H 5 -COOH + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 11H 2 O
6) 5CH 3 -OH + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5CO 2 + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 19H 2 O
7) 3CH 3 -CH 2 -OH + 4KMnO 4 → 4MnO 2 + KOH + 4H 2 O + 3CH 3 -COOK
1) 5HCHO + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 → 5CO 2 + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 11H 2 O
2) 3CH 3 CHO + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 → 3CH 3 -COOH + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O
3) 5CH 3 CHO + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5CH 3 -COOH + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O
4) 3CH 3 CHO + 2KMnO 4 + KOH → 3CH 3 -COOK + 2MnO 2 + 2H 2 O
5) HC-(CH 2 ) 7 -CH 3 HC-(CH 2 ) 7 -CH 3
3 ǁ + 2KMnO 4 + 4H 2 O → 3 | + 2KOH + 2MnO 2
HC-(CH 2 ) 7 –COOH HC-(CH 2 ) 7 -COOH
9,10 – диоксистеариновая кислота
Другие реакции органических соединений.
1) 2C 4 H 10 + 5 O 2 ——→ 4CH 3 -COOH + 2H 2 O
2) 3CH 3 –CH=CH– CH 3 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → 3CH 3 –CH–CH– CH 3 + 2MnO 2 + 2KOH
3) 2CH 2 =CH 2 + O 2 —→ 2CH 3 CHO
1) 5С 6 H 4 ClC 2 H 5 +12KMnO 4 +18H 2 SO 4 → 5C 6 H 4 СlCOOH+ 5CO 2 +6K 2 SO 4 +12MnSO 4 + 28H 2 O
(орто-,пара- изомеры) (орто-, пара- изомеры)
2) 5 O 2 N-С 6 H 4 -CH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5 O 2 N-С 6 H 4 -COOH + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 14H 2 O
(пара- изомер) (пара- изомер)
3) 5С 6 H 5 CH(CH 3 ) 2 +18KMnO 4 + 27H 2 SO 4 →5C 6 H 5 COOH +10CO 2 +9K 2 SO 4 +18MnSO 4 +48H 2 O
4) CHΞC-С 6 H 4 -CH 3 ——→ С 6 H 4 -(COOH) 2
(орто – изомер) орто – фталевая кислота
5) 3С 6 H 5 -CH 2 -CH=CH 2 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → 3С 6 H 5 -CH 2 –CH–CH 2 + 2KOH + 2H 2 O
6) 5C 6 H 5 —CH 2 – CH=CH 2 + 16KMnO 4 + 24H 2 SO 4 → 5C 6 H 5 COOH + 10CO 2 + 8K 2 SO 4 + 16MnSO 4 + 34H 2 O
7) O 2 N-С 6 H 4 -COOH + 3Fe + 7HCl → С 6 H 4 (COOH)NH 3 Cl + 3FeCl 3 + 2H 2 O
1) Al 4 C 3 + 12H 2 O → 4Al(OH) 4 + 3CH 4
2) Al 4 C 3 + 12HCl → 4AlCl 3 + 3CH 4
3) CaC 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + C 2 H 2
1) 3CH 2 –CH=CH–CH 2 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → 3CH 2 –CH–CH–CH 2 + 2KOH + 2MnO 2
OH OH OH OH OH OH
2) 3CH 3 -CH 2 -OH + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 → 3CH 3 -CHO + 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
1) CH 3 CHO + 2NaMnO 4 + 3NaOH → CH 3 -COONa + 2Na 2 MnO 4 + 2H 2 O
1)K 2 Cr 2 O 7 +3HOOC-COOH +4H 2 SO 4 → 6CO 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 +7H 2 O
Соли карбоновых кислот .
1) 2CH 3 -COONa ———→ H 2 + C 2 H 6 + 2NaOH + 2CO 2
Окислительно-восстановительные реакции в органической химии
- Правила оказания первой помощи в соответствии с ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» (16 ч.)
- Ментальная арифметика (72 ч.)
- Инклюзивная практика обучения и воспитания детей с ОВЗ в условиях реализации ФГОС (72 ч.)
- Федеральный государственный образовательный стандарт дошкольного образования: содержание и технологии введения (72 ч.)
- Инклюзивная практика обучения и воспитания детей с ОВЗ в условиях реализации ФГОС (72 ч.)
- Коррекционно-педагогическая профессиональная деятельность логопеда, дефектолога, психолога в условиях реализации ФГОС (72 ч.)
Муниципальное образовательное учреждение
средняя общеобразовательная школа № 36
ПРОГРАММА элективного курса
в органической химии»
(углубленный курс)
Возраст обучающихся: 14-16 лет (10-11 класс)
Срок реализации – 0,5 года
Занятия проводятся по 1,5 ч в неделю (спаренные уроки)
Составитель: Сикорская Ольга Эдуардовна
Владикавказ, 2011г
Пояснительная записка.
Предлагаемый элективный курс может быть проведен во втором полугодии 10 класса или в 11 классе для углубленного изучения темы в классах естественно-математического профиля. Курс рассчитан на учащихся с хорошим уровнем базовой подготовки.
Знание химии совершенно необходимо специалистам большинства отраслей народного хозяйства. Глубокое изучение основ химии очень важно будущим врачам для более полного освоения биологии, биохимии, физиологии, фармакологии; химикам-технологам, инженерам-биотехнологам, военным специалистам, агрономам, ветеринарам и т. д. Знания – сила. Но знание может быть разным. Можно вызубрить таблицу умножения, но при этом не суметь решить простейшую задачу. Только знать мало, вряд ли кто-либо станет отрицать тот факт, что теория и практика не могут существовать друг без друга. Потребность в теории непосредственно вытекает из практики; в свою очередь теория служит необходимым руководством практической деятельности. Предлагаемый курс позволяет на практике отработать теоретические вопросы.
На процессы, связанные с окислительно-восстановительными реакциями, мы обращаем внимание учащихся при изучении практически каждого класса органических веществ. Однако, существующие рамки программы, а также недостаток часов, не позволяют учителю всесторонне и глубоко рассмотреть сущность и закономерности протекания данных процессов. Вместе с тем эта тема является одной из сложных тем школьного курса химии. В ряде заданий единого государственного экзамена по химии части C требуется не только привести схему реакции, а составить именно уравнение реакции окисления органического соединения с правильно подобранными коэффициентами.
Целями данного курса являются:
повышение компетентностей учащихся в области знаний об окислительно-восстановительных процессах;
подробное изучение ОВР с участием органических веществ, прогнозирование продуктов реакции;
создание условий для формирования и развития у учащихся умения самостоятельно работать с научной литературой, собственными конспектами и другими источниками информации;
воспитание убежденности в познаваемости химической составляющей окружающей действительности.
Задачи данной программы таковы:
углубить представления учащихся об ОВР с участием органических веществ;
научить прогнозировать состав продуктов ОВР;
совершенствовать навыки составления ОВР используя метод электронного баланса и метод макроподстановки.
После изучения предлагаемого курса учащиеся должны:
основные понятия и законы теории ОВР
классификацию ОВР в органической химии;
отношение к восстановителям и окислителям различных классов органических веществ;
в свете представлений об индуктивном и мезомерном эффектах, рассматривать взаимное влияние атомов в молекулах органических веществ;
определять степени окисления атомов в органических веществах алгебраическим и графическим методами;
прогнозировать продукты реакций;
составлять и уравнивать ОВР с участием органических веществ;
использовать приобретенные знания и умения в практической деятельности и повседневной жизни для критической оценки достоверности химической информации, поступающей из различных источников.
оформлять результаты своей работы;
осуществлять самоконтроль за результатами своей работы.
Основным положительным результатом работы по данному курсу является возможность выработать у учащихся более позитивный подход к решению ОВР с участием органических веществ.
Хочу дать некоторые разъяснения относительно последовательности тем предлагаемого курса.
Изучение первого раздела предполагает последовательное обобщение, систематизацию и углубление знаний основных понятий ОВР и структуры органических веществ.
В ОВР органические вещества чаще проявляют свойства восстановителей, а сами окисляются. Легкость окисления органических веществ зависит от доступности электронов при взаимодействии с окислителем. Все факторы, вызывающие увеличение электронной плотности в молекуле, будут повышать их способность к окислению. Поэтому мне кажется целесообразным одно из занятий данного элективного курса посвятить изучению электронных эффектов в молекулах органических веществ.
Для расстановки коэффициентов обычно используют метод электронного баланса, что требует у учащихся умения расставлять степени окисления в органических веществах. В связи с этим на одном занятии мы разбираем способы определения степени окисления в органических веществах, причем как алгебраическим способом, так и графическим. А одно из занятий мы посвящаем уравниванию этих реакций, разбирая особенности метода электронного баланса, и знакомимся с методом макроподстановки (хотя он конечно оказывается более востребован учащимися уже при обучении в ВУЗе).
Все ОВР в органике можно условно разделить на 3 группы: полное окисление или горение, мягкое окисление и жесткое окисление (деструктивное окисление). Для того чтобы учащиеся более осознанно в дальнейшем оперировали этими понятиями, мне кажется целесообразным на одном из занятий показать все эти реакции и на готовых (но не уравненных) уравнениях: потренироваться в их различении.
На дальнейших занятиях более детально изучаются процессы окисления и восстановления различных классов органических веществ.
Итогом работы учащихся станет выполнение зачетной работы, содержащей задания из части С ЕГЭ по химии.
В приложении я привожу примерный теоретический и практический материал, отрабатываемый на занятиях. Объем предложенного материала варьируется в зависимости от уровня подготовки учащихся и их дальнейшей профессиональной ориентации.
Занятия рекомендуется проводить продолжительностью не менее 1,5 часа (спаренные уроки), что способствует более полному рассмотрению тем и вместе с тем позволяет отработать на практике теоретические вопросы.
Занятия желательно проводить в различных формах: