Овр в органике – Статья по химии (11 класс) по теме: Уравнивание окислительно-восстановительных реакций с участием органических веществ методом электронного баланса. | скачать бесплатно

Окислительно-восстановительные реакции в органической химииСикорская О.Э._Электив

Муниципальное образовательное учреждение

средняя общеобразовательная школа № 36

ПРОГРАММА элективного курса

«Окислительно-восстановительные реакции

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:

Знать:

  • основные понятия и законы теории ОВР

  • классификацию ОВР в органической химии;

  • отношение к восстановителям и окислителям различных классов органических веществ;

Уметь:

  • 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:

  • уроки проблемного обучения;

  • лекции-беседы;

  • практикумы;

  • уроки-исследования;

  • семинарские занятия.

Учебно-тематический план.

темы

Тема занятия

Количество занятий

1.

Введение.

4

2

Окислительные процессы с участием углеводородов.

5

3.

Окислительные процессы с участием кислородсодержащих органических веществ.

4

4.

Окисление аминов.

1

5.

Восстановительные процессы с участием органических веществ.

1

6.

Окислительно- восстановительные реакции в заданиях ЕГЭ.

1

7

Итоговое занятие.

1

Итого 17 занятий.

Содержание тем программы.

Тема занятия

Основное содержание.

Введение (4 часа)

1

Вводное занятие.

Знакомство с целями и задачами курса, его структурой. Основные положения теории ОВР(повторение и обобщение изученного в обязательном курсе). Электроотрицательность, валентность, степень окисления, их сходство и различия. Правила определения степени окисления. Способы определения степени окисления в органических веществах: алгебраический и графический методы.

2

Взаимное влияние атомов в молекулах органических веществ.

Электронные эффекты в органических веществах:. мезомерный и индуктивный эффекты. Их влияние на реакционную способность молекул.

3

Составление уравнение окислительно-восстановительных реакций.

Важнейшие окислители и восстановители. Таблицы поведение типичных окислителей и восстановителей. Метод электронного баланса и метод макроподстановки. Особые случаи составления электронного баланса.

4

Классификация ОВР в неорганической и органической химии.

Межмолекуляроное окисление-восстановление, внутримолекулярное окисление- восстановление, реакции диспропорционирования. Классификация ОВР в органической химии: полное окисление или горение, мягкое окисление и жесткое окисление

(деструктивное окисление).

Окислительные процессы с участием углеводородов. (5 часов)

5

Окисление алканов

Полное окисление, неполное сгорание, неполное каталитическое окисление. Решение задач на вывод формул по продуктам сгорания алканов.

6

Окисление алкенов

Мягкое окисление алкенов: эпоксидирование или неполное каталитическое окисление, реакция Вагнера. Жесткое окисление. Озонолиз. Полное сгорание.

7

Окисление алкинов

Реакция Кучерова, окисление KMnO4, K2Cr2O7 в кислой, нейтральной или щелочной средах. Полное окисление.

8

Окисление аренов.

Бензол: полное окисление озонолиз. Гомологи бензола: окисление перманганатом калия (зависимость продуктов реакции от характера среды). Окисление кумола и стирола.

9

Окисление углеводородов.

Тренировочные упражнения, содержащие задания по окислению углеводородов.

Окислительные процессы с участием кислородсодержащих органических веществ.

(4 часа)

10

Окисление спиртов.

Полное окисление. Частичное окисление первичных, вторичных и третичных спиртов. Окисление гликолей. Окисление фенола.

11

Окисление альдегидов.

Получение реактива Толленса и гидроксида меди (II). Окисление аммиачным раствором оксида серебра, окисление свежеосаждённым гидроксидом меди (II). Окисление перманганатом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. Особенности окисления муравьиного альдегида. Окисление кетонов.

12

Окисление карбоновых кислот

Окисление муравьиной и щавелевой кислот.

13

Окисление углеводов.

Реакция серебряного зеркала. Реакция моносахаридов с гидроксидом меди(II) при нагревании. Окисление моносахаридов азотной кислотой и бромной водой. Брожение и его виды.

Окисление аминов. (1 час)

14

Окисление аминов.

Полное окисление аминов. Получение красителей.

Восстановление органических веществ (1 час)

15

Восстановительные процессы.

Восстановление алкенов, алкинов, аренов, спиртов и альдегидов. Восстановление альдегидов и кетонов алюмогидридом лития или боргидридом натрия. Восстановление моносахаридов. Реакция Зинина.

Окислительно- восстановительные реакции в заданиях ЕГЭ.

16

Подведем итоги.

Обобщение по всему курсу. Выполнение упражнений по материалам ЕГЭ.

17

Итоговое занятие

Выполнение итоговой работы.

Литература для учащихся:

  1. Архангельская О.В., Тюльков И.А. Задачи по теме «Уравнения окислительно-восстановительных реакций».

  2. Дерябина Г.И. , Кантария Г.В. Интерактивный мультимедиа учебник Органическая химия 1998-2011. (http://www.chemistry.ssu.samara.ru).

  3. Каверина А.А., Медведев Ю.Н., Добротин Д.Ю. ЕГЭ 2009 Химия.- М.:Эксмо, 2009.

  4. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Начала химии: в 2 т.- М: Федеративная книготорговая компания, 1998.

  5. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., 2500 задач по химии с решениями для поступающих в ВУЗы.- М: «Экзамен», 2005.

  6. Кузнецова Н.Е., Лёвкин А.Н., Задачник по химии для учащихся 10 класса (профильный уровень). –М.: Вентана-Граф,2007.

  7. Литвинова Т.Н., Мельникова Е.Д., Соловьёва М.В., Ажипа Л.Т., Выскубова Н.К. Химия в задачах для поступающих в ВУЗы. М:ООО «Издательство Оникс», ООО «Издательство Мир и образование», 2009.

  8. Потапов В.М., Татаринчик С.Н. Органическая химия.-М.: Химия,1989.

  9. Хомченко Г.П., Севастьянова К.Е. Окислительно-восстановительные реакции, М: Просвещение, 1989.

  10. Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Задачи по химии для поступающих в ВУЗы.- М.: Высшая школа,1987.

Литература для учителя:

  1. Гостев М.М. Химический кружок в школе. М.: Изд-во АПН РСФСР. М., 1958.

  2. Денисова В.Г. Материалы мастер-класса «Химические свойства веществ в заданиях ЕГЭ». (http://www.it-n.ru/communities.aspx?cat_no=131642&lib_no=229027&tmpl=lib)

  3. Дерябина Н.Е. Прием макроподстановки как способ определения коэффициентов в уравнениях ОВР // Химия в школе.-2007.-№9.-С. 40-44

  4. Дерябина Н.Е. Методика формирования умения определять степень окисления атома // Химия в школе.-2007.-№7.-С. 24-27

  5. Ермаков, Д.С. Элективные курсы для профильного обучения / Д.С. Ермаков // Педагогика. – 2005. – № 2.

  6. Нейланд О.Я. Органическая химия. М.: Высшая школа,1990.

  7. Солдатова Т.М.. Тренинги и тесты с ответами по теме: «Окислительно-восстановительные реакции».-Волгоград: Учитель, 2007.

  8. Шарп Дж., Госни И., Роули А. Практикум по органической химии / Пер. с англ. М.: Мир, 1993.

  9. Шарпенак А.Э., Косенко С.А. Практикум по органической химии. М.: Высшая школа, 1965.

  10. Шабаров Ю.С. “Органическая химия”, М., Химия, 2000.

  11. Элективные курсы в профильном обучении / Министерство образования РФ. – Национальный фонд подготовки кадров. – М.: Вита-Пресс, 2004.

Приложение.

Примерный теоретический и практический материал, отрабатываемый на занятиях.

Определение степени окисления в органических веществах.

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.

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

Степень окисления. Основные способы определения степени окисления в неорганических и органических веществах.

Степень окисления (СО) – формальный заряд, который можно приписать атому, входящему в состав какой-либо частицы (молекулы, иона), исходя из предположения о чисто ионном характере связи в данной частице.

Правила расчета степени окисления (СО)

(при их использовании предпочтение отдаётся правилу с меньшим номером).

1. Сумма СО всех атомов в частице равна заряду этой частицы (в простых веществах СО всех атомов равна 0).

2. В соединениях с ионным и ковалентно-полярным характером связи более электроотрицательным атомам соответствует более низкая СО. В бинарных ионных соединениях, атомы неметалла, как правило, проявляют минимальные СО,

3. Атомы, приведённые в таблице 1, в большинстве своих соединений проявляют постоянную СО. При определении СО предпочтение отдают элементу, который расположен выше:

Характерные СО для некоторых элементов

Щелочные металлы

+1

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Cd

+2

F

-1

H

+1,-1 (в гидридах)

O

-2 (-1 в пероксидах,+2 в ОF2)

Cl, Br

-1

B, Al, Ga, In, Sc, Y, La и большинство лантанидов

+3

Например,

Ca+2(S-2C+4N-3)2

Кальций имеет постоянную степень окисления в веществе +2. Значит, ион SCN имеет заряд -1.В этом ионе наиболее электроотрицательным является азот, значит, он будет иметь степень окисления -3. Наименее элекроотрицательным будет углерод, он приобретет степень окисления +4. Пусть степень окисления серы х, так как алгебраическая сумма степеней окисления в молекуле равна нулю, то: (+2) +2∙(х+(+4) +(-3))= 0, откуда х = -2.

K+14[Fe+2(C+2N-3)6]

Калий имеет постоянную степень окисления +1. 4 атома калия дают заряд 4+. Следовательно, комплексный ион имеет заряд 4-. Цианид ион имеет заряд 1-. таких ионов 6. Значит, они дают -6. Тогда степень окисления железа равна х+6∙ (-1) = -4. Откуда х =+2. Определим степень окисления атомов в цианид ионе. В нем азот более электроотрицательный элемент, чем углерод. Значит, азот имеет степень окисления -3. Тогда степень окисления углерода (у) равна у+(-3) =-1, у=+2

Определение степени окисления атомов в органических веществах.

Применение понятия «степени окисления» (СО) в органической химии очень ограничено и реализуется, прежде всего, при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций. Однако, учитывая, что более или менее постоянной состав продуктов реакции возможен только при полном окислении (горении) органических веществ, целесообразность расстановки коэффициентов в реакциях неполного окисления отпадает. По этой причине обычно ограничиваются составлением схемы превращений органических соединений.

Степень окисления любого атома углерода в органическом веществе равна алгебраической сумме всех его связей с более электроотрицательных элементов (Cl, O, S,N, и др.), учитываемых со знаком «+», и связей с атомами водорода (или другого более электроположительного элемента), учитываемых со знаком «-». При этом связи с соседними атомами углерода не учитываются.

Существуют два подхода к определению степеней окисления элементов в органических веществах.

1. Вычисляют среднюю степень окисления атома углерода в молекуле органического соединения.

В органических веществах можно определять степени окисления элементов алгебраическим методом, при этом получается усредненное значение степени окисления. Такой подход оправдан, если в ходе реакции в органическом веществе разрушаются все химические связи (горение, полное разложение).

2. Графический способ.

Однако, определение степени окисления атомов органических веществ по молекулярной формуле носит формальный характер, так как в органической химии большое значение имеют структурные формулы. В связи с этим для определения степени окисления атомов в органике используют графический способ. Для этого воспользуемся следующим порядком действий:

1) напишем полную структурную формулу вещества;

2) по каждой связи стрелкой покажем смещение электронной плотности к наиболее электроотрицательному элементу;

3) все связи С – С будем считать неполярными

4) далее ведем подсчет: сколько стрелок направлено к атому углерода , столько «–» , сколько от атома углерода – столько «+». Сумма «–» и «+» определяет степень окисления атома.

Например,

Название вещества

Усредненное значение степени окисления

Степень окисления каждого атома углерода

2- аминопропан

1,2 –дихлорпропан


Метилфенилкетон

Оставшуюся часть занятия учащиеся выполняют упражнения.

Составление уравнений окислительно-восстановительных

реакций

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций

применяют:

1. Метод электронного баланса.

2. Метод ионно-электронный.( в данном курсе не рассматривается)

3. Метод макроподстановки (подробно рассмотрен в материалах мастер–класса у Денисовой В.Г.

www.uchmet.ru

ОВР в органической химии.

ОВР в органической химии.

ЕН – 1 + KMn. O 4 ЕН – 2 + KMn. O 4 Н 2 О Н 2 SO 4 Н 2 О КОН Н 2 SO 4 КОН Диол Соль карб Карб к-та Диол Две соли Две карб к-ты + + СО 2 карб к-ты карбонат Этилен + KMn. O 4 Н 2 О КОН Н 2 SO 4 Диол K 2 CO 3 CO 2

ИН – 1 + KMn. O 4 ИН – 2 + KMn. O 4 КОН H 2 SO 4 КОН H 2 SO 4 Соль карб Карб к-та Две соли Две карб к-ты + + СО 2 карб к-ты карбонат Ацетилен + KMn. O 4 КОН H 2 O H 2 SO 4 Оксалат Щавелевая CO 2 кислота

Толуол + KMn. O 4 Этилбензол + Нейтр KMn. O 4 КОН H 2 SO 4 Нейтр КОН H 2 SO 4 Бензоат Бензойная к-та Бензоат + Бензоат карб к-та + СО 2 Бензоат + карбонат Пропилбензол + KMn. O 4 Нейтр H 2 SO 4 КОН Бензоат Бензойная к-та + ацетат + укс к-та

ОЛ – 1 + KMn. O 4 Нейтр КОН H 2 SO 4 Альдегид ОЛ – 2 + KMn. O 4 Нейтр КОН H 2 SO 4 Кетон

ОЛ – 1 + KMn. O 4 (избыток) Нейтр КОН H 2 SO 4 Соль карб Карб к-та к-ты Метанол + KMn. O 4 Нейтр КОН H 2 SO 4 K 2 CO 3 CO 2

АЛЬ + KMn. O 4 Нейтр КОН H 2 SO 4 Карб к-та Соль карб Карб к-та + соль к-ты карб к-ты Формальдегид + KMn. O 4 Нейтр КОН H 2 SO 4 K 2 CO 3 + K 2 CO 3 CO 2 СО 2

present5.com

Окислительно-восстановительные реакции в органической химии

Текст этой презентации

Слайд 1

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) с участием органических веществ

Слайд 2

Горение органических веществ(полное окисление)
Реакция горения приводит к полному окислению органических веществ, в результате чего образуются СО2 и Н2О: 2С4Н10 + 13О2 = 8СО2 + 10Н2О бутан С2Н4 + 3О2 = 2СО2 + 2Н2О этен 2С2Н2 + 5О2 = 4СО2 + 2Н2О этин С2Н5ОН + 3О2 = 2СО2 + 3Н2О этанол
При сгорании азотсодержащих веществ выделяется также N2: 4СН3Nh3 + 9O2 = 4CO2 + 10h3O + 2N2 метиламин Горение хлорпроизводных углеводородов сопровождается выделением HСl: 2C2H5Cl + 6O2 = 4CO2 + 4h3O + 2HCl хлорэтан

Слайд 3

Алканы
При обычных условиях устойчивы к действию окислителей (растворы KMnO4, K2Cr2O7). В результате контролируемого каталитического окисления кислородом можно получить спирты, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты:  

Слайд 4

Алкены
В зависимости от природы окислителя и условий реакции образуются различные продукты: двухатомные спирты, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты При окислении водным растворoм KMnO4 при комнатной температуре происходит разрыв π-связи и образуются двухатомные спирты (реакция Вагнера): Обесцвечивание раствора перманганата калия — качественная реакция на кратную связь

Слайд 5

Алкены
Окисление алкенов концентрированным раствором перманганата калия KMnO4 или бихромата калия K2Cr2O7 в кислой среде сопровождается разрывом не только π-, но и σ-связи Продукты реакции – карбоновые кислоты и кетоны (в зависимости от строения алкена) С помощью этой реакции по продуктам окисления алкена можно определить положение двойной связи в его молекуле:

Слайд 6

Алкены
Алкены разветвленного строения, содержащие углеводородный радикал у атома углерода, соединенного двойной связью, при окислении образуют смесь карбоновой кислоты и кетона:

Слайд 7

Алкены
Алкены разветвленного строения, содержащие углеводородные радикалы у обоих атомов углерода, соединенных двойной связью, при окислении образуют смесь кетонов:

Слайд 8

Алкены
В результате каталитического окисления алкенов кислородом воздуха получают эпоксиды:
В жестких условиях при сжигании на воздухе алкены, как и другие углеводороды, сгорают с образованием углекислого газа и воды: С2Н4 + 3О2 → 2СО2 + 2Н2О

Слайд 9

Алкины
Алкины легко окисляются перманганатом калия и бихроматом калия по месту кратной связи При действии на алкины водным раствором KMnO4 происходит его обесцвечивание (качественная реакция на кратную связь) При взаимодействии ацетилена с водным раствором перманганата калия образуется соль щавелевой кислоты (оксалат калия):

Слайд 10

Алкины
Окисление перманганатам калия в кислой среде при нагревании сопровождается разрывом углеродной цепи по месту тройной связи и приводит к образованию кислот: Окисление алкинов, содержащих тройную связь у крайнего атома углерода, сопровождается в этих условиях образованием карбоновой кислоты и СО2:

Слайд 11

Циклоалканы
При действии сильных окислителей (KMnO4, K2Cr2O7 и др.) циклоалканы образуют двухосновные карбоновые кислоты с тем же числом атомов углерода: Адипиновая кислота используется для производства полиамидных волокон – капрона и найлона

Слайд 12

Арены
Бензол Устойчив к окислителям при комнатной температуре Не реагирует с водными растворами перманганата калия, бихромата калия и других окислителей Можно окислить озоном с образованием диальдегида:

Слайд 13

Арены
Гомологи бензола Окисляются относительно легко. Окислению подвергается боковая цепь, у толуола – метильная группа. Мягкие окислители (MnO2) окисляют метильную группу до альдегидной группы:
О // С6Н5СН3 + MnO2 → C6H5− C Н бензальдегид

Слайд 14

Арены
Более сильные окислители – KMnO4 в кислой среде или хромовая смесь при нагревании окисляют метильную группу до карбоксильной: В нейтральной или слабощелочной среде образуется не сама бензойная кислота, а ее соль — бензоат калия:

Слайд 15

Арены
Под действием сильных окислителей (KMnO4 в кислой среде или хромовая смесь) боковые цепи окисляются независимо от строения: атом углерода, непосредственно связанный с бензольным ядром, до карбоксильной группы, остальные атомы углерода в боковой цепи — до СО2 Окисление любого гомолога бензола с одной боковой цепью под действием KMnO4 в кислой среде или хромовой смеси приводит к образованию бензойной кислоты:

Слайд 16

Арены
Гомологи бензола, содержащие несколько боковых цепей, при окислении образуют соответствующие многоосновные ароматические кислоты:

Слайд 17

Арены
В нейтральной или слабощелочной среде при окислении перманганатом калия образуются соль карбоновой кислоты и карбонат калия:

Слайд 18

Спирты
Наиболее подходящие окислители для первичных и вторичных спиртов: KMnO4, хромовая смесь, О2 в присутствии катализатора, Cl2, Br2 Первичные спирты, кроме метанола, окисляются до альдегидов или карбоновых кислот:  

Слайд 19

Спирты
Метанол окисляется до СО2: Этанол под действием Cl2 окисляется до уксусного альдегида: Вторичные спирты окисляются до кетонов:

Слайд 20

Фенолы
Окисляются легко благодаря наличию гидроксогруппы, соединенной с бензольным кольцом Фенол окисляется пероксидом водорода в присутствии катализатора до двухатомного фенола пирокатехина, при окислении хромовой смесью – до пара-бензохинона:

Слайд 21

Альдегиды и кетоны
Альдегиды окисляются легко, при этом альдегидная группа окисляется до карбоксильной: Метаналь окисляется до CО2:

Слайд 22

Альдегиды и кетоны
Ароматические альдегиды легко окисляются даже кислородом воздуха:

Слайд 23

Альдегиды и кетоны
Качественные реакции на альдегиды: окисление гидроксидом меди(II) реакция «серебряного зеркала»
Соль, а не кислота!

Слайд 24

Альдегиды и кетоны
Кетоны окисляются с трудом, слабые окислители на них не действуют Под действием сильных окислителей происходит разрыв С — С связей по обе стороны карбонильной группы с образованием смеси кислот (или кетонов) с меньшим числом атомов углерода, чем в исходном соединении:

Слайд 25

Альдегиды и кетоны
В случае несимметричного строения кетона окисление преимущественно осуществляется со стороны менее гидрированного атома углерода при карбонильной группе (правило Попова – Вагнера) По продуктам окисления кетона можно установить его строение:

Слайд 26

Непредельные карбоновые кислоты
Легко окисляются водным раствором KMnO4 в слабощелочной среде с образованием дигидрооксикислот и их солей: В кислой среде происходит разрыв углеродного скелета по месту двойной связи С=С с образованием смеси кислот:

Слайд 27

Щавелевая кислота
Легко окисляется под действием KMnO4 в кислой среде при нагревании до CО2 (метод перманганатометрии): При нагревании подвергается декарбоксилированию (реакция диспропорционирования): В присутствии концентрированной h3SO4 при нагревании щавелевая кислота и ее соли (оксалаты) диспропорционируют:

topslide.ru

ОВР в органической химии — Естественно-научные дисциплины — Кафедры — Каталог статей

План урока по химии в специализированном классе

10 КЛАСС

ПРИМЕНЕНИЕ МЕТОДА ИОННО — ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА В КУРСЕ ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ.
учитель химии лицея № 104 — Ивойлова Е.А.
Задачи урока:

Тип урока: Создать условия, для самостоятельного переноса имеющиеся у учащихся знаний об ОВР на курс органической химии 10 класса, дать возможность самостоятельно применить метод полуреакций при составлении окислительно – восстановительных реакций с участием органических веществ; составить алгоритм действий для таких уравнений. Показать учащимся возможности применения метода полуреакций в нестандартных ситуациях (при проведении практических исследований, при решении задач по органической химии). Провести диагностику и продолжить формирование таких умений как, сравнение и анализ полученных результатов, умения делать выводы.
Изучение нового материала
Оборудование: § Схема – KMnO4 , K2Cr2O7, h3O2 в различных средах
§ Задания для практического исследования по группам.
§ Карта опроса – решение задач по органической химии с использованием метода полуреакций (на два варианта, по трем уровням сложности).
Реактивы: C2H5OH, Ch4OH, HCOH, HCOOK, K2Cr2O7, KMnO4, h3O2, h3SO4, KOH (все вещества выдаются в растворах),

ХОД УРОКА
ДЕЯТЕЛЬНОСТЬ УЧИТЕЛЯ ДЕЯТЕЛЬНОСТЬ УЧАЩИХСЯ
I. МОТИВАЦИОННО – ОРИЕНТАЦИОННЫЙ ЭТАП
1.Организационный момент. Подготовка к уроку, приветствие
2. Сообщение темы и цели занятия.
В экзаменационных билетах по химии для поступающих в ВУЗы часто встречаются задания, при выполнении которых необходимо подобрать коэффициенты в уравнениях окислительно – восстановительных реакций методами электронного и ионно-электронного баланса. Первый метод достаточно подробно рассмотрен в школьных учебниках, поэтому мы не будем подробно на нем останавливаться. Метод ионно-электронного баланса или полуреакций, вызывает множество вопросов, поэтому цель занятия как можно с большей самостоятельностью рассмотреть использование метода полуреакций в курсе органической химии.
Но сначала давайте вспомним основные термины, которые нам будут необходимы для последующей работы. Дайте определения следующим понятиям:
§ ОВР
§ Реакция окисления и восстановитель
§ Реакция восстановления и окислитель
§ Степень окисления
§ Ионы и условия их образования
§ Методы решения ОВР Запись темы урока в тетради.

Учащиеся дают определения понятиям, приводят примеры
II. ОПЕРАЦИОННО-ИСПОЛНИТЕЛЬСКИЙ ЭТАП.
3. Сопоставление методов электронного и ионно-электронного баланса при написании ОВР.
Для того, что бы определится каким из методов эффективнее пользоваться при решении ОВР в органической химии, давайте решим одно и то же уравнение этими двумя способами.

Исходя из ваших решений, сравните эти оба метода и сделайте вывод, в чем вы видите преимущества метода ИЭБ?

Двое учащихся решают уравнение у доски, остальные работают в тетрадях:
ЭБ:
§ Ch4OH + KMnO4 + h3SO4 HCOOH + MnSO4 + K2SO4 + h3O
C-2 – 4e C+2 5 реакция окисления, восстановитель
Mn +7 + 5e Mn+2 4 реакция восстановления, окислитель
5Ch4OH + 4KMnO4 +6 h3SO4 5HCOOH + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 11h3O
ИЭБ:
§ 5Ch4OH + 4KMnO4 +6 h3SO4 5HCOOH + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 11h3O
Ch4OH + h3O – 4e HCOOH + 4H+ 5
MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4h3O 4
12 11
5Ch4OH +5 h3O + 4MnO4- + 32H+ 5 HCOOH + 20H++ 4Mn2+ + 16h3O

Учащиеся делают выводы и записывают их себе в тетрадь:
1. Не нужно определять степени окисления у атомов.
2. Применяются не гипотетически существующие частицы, а реально существующие ионы и вещества.
3. Возможно, определить не только число принятых или отданных электронов в полуреакции, но и видна роль среды как активного участника всего процесса.
4. Нет трудностей с расстановкой коэффициентов в молекулярных уравнениях.
5,6*. Не нужно знать все полученные вещества, или все вещества взятые для реакции , так как они появляются в уравнении реакции при его выводе.
7*. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов, происходящих в гальваническом элементе и при электролизе.
PS*. Пункты 5* – 7* появляются только при работе над следующим заданием.
4. Фронтальная работа по решению уравнений методом полуреакций с использованием различных сред.
Возможно, что у метода полуреакций есть еще положительные стороны. Давайте с вами вместе решим еще несколько уравнений, которые будут происходить в различных средах.

Двое учащихся решают уравнения на закрытых досках, остальные работают в тетрадях, а затем проводится проверка:
§ CH = CH + KMnO4 + h3O ?
CH = CH + 4h3O – 8e (COOH)2 + 8H+ 3
MnO4- + 2h3O + 3e MnO2 + 4OH- 8

28 4 24 h3O 8
3CH = CH + 12h3O + 8MnO4- + 16h3O 3(COOH)2 + 24H+ + 8 MnO2 + 32OH-
3CH = CH + 8KMnO4 + 4h3O 3(COOH)2 + 8MnO2 + 8KOH
щавелевая кислота
§ ? Ch3OH(CHOH)4COOH + Cu2O + h3O +Na2SO4
глюконовая кислота
Ch3OH(CHOH)4COH + 2OH- -2e Ch3OH(CHOH)4COOH + h3O 1
2Cu2+ + 2OH- + 2e Cu2O + h3O 1

4 2
Ch3OH(CHOH)4COH + 2OH- + 2Cu2+ + 2OH- Ch3OH(CHOH)4COOH + h3O + Cu2O + h3O
Ch3OH(CHOH)4COH + 4KOH + 2CuSO4 Ch3OH(CHOH)4COOH + 2h3O + Cu2O + + 2K2SO4
Записываются выводы 4* — 7*.
5. Составление алгоритма действий.
Ребята! Мы с вами рассмотрели как применяется метод полуреакций при решении уравнений с участием органических веществ. Давайте же обобщим полученные результаты, и составим алгоритм действий. В какой последовательности вы производили запись уравнений?

Запись алгоритма на доске со слов учащихся
Учащиеся самостоятельно формируют алгоритм действий и записывают его в тетрадь.

Алгоритм действий при составлении уравнений методом полуреакций:

1. Определить какие вещества, содержат химические элементы, меняющие степени окисления. Если не указаны исходные вещества или продукты реакции, предположит их строение согласно схеме:
УгВ [O] спирт [O] альдегид (кетон) [O] КК [O] CO2 + h3O.
NB! Чем сильнее окислитель, тем более окисленными будут продукты реакции.

2. Составить схемы ионно — электронных уравнений для процессов окисления и восстановления, используя реально существующие частицы и вещества.

3. Уравнять количества материальных частиц в полуреакциях, используя знания о среде в которой идет данная реакция

4. Уравнять сумму зарядов “до и после реакции”, согласно закону электронейтральности.

5. Определить коэффициенты увеличения для процессов окисления, восстановления (по закону сохранения и превращения энергии).

6.Суммировать “левые и правые” части ионно – электронных уравнений, с учетом подобранных коэффициентов.

7. Произвести сокращение подобных членов (при необходимости).

8. Расставить коэффициенты в молекулярном уравнении.

III. КОРРЕКЦИОННО – ПРАКТИЧЕСКИЙ ЭТАП.
6. Практическое исследование.
Для того, что бы посмотреть, как вы поняли новый материал и закрепить полученные на уроке знания и умения, предлагается выполнить вам небольшое практическое исследование. В течение 15 минут вы работаете в группах, а затем защищаете полученные результаты.

7. Объяснение задания на дом.
По карте “Готовимся к экзаменам “ прорешать ОВР методом полуреакций с использованием органических и неорганических веществ.

Учащиеся работают в группах, а затем защищают полученные результаты, остальные учащиеся фиксируют их у себя в тетрадях (См. приложение 1).

§ 3C2H5OH +2K2Cr2O7 + 8h3SO4 3Ch4COH + 2Cr2(SO4)3 +2K2SO4 + 11h3O
C2H5OH + h3O – 4 Ch4COH + 4H+ 3
Cr2O72- + 14H+ + 6e 2Cr3+ + 7h3O 2

16 11
3C2H5OH + 3h3O + 2Cr2O72- + 28H+ 3Ch4COH + 12H+ + 4Cr3+ + 14h3O

§ 3HCOH + KMnO4 + h3O 3CO2 + 4MnO2 + 4KOH + h3O
HCOH + h3O – 4e CO2 + 4H+ 3
MnO4- + 2h3O + 3e MnO2 +4OH- 4
11 12h3O 4
3HCOH + 3h3O + 4MnO4- + 8h3O 3CO2 + 12H+ + 4MnO2 +16OH-

§ Ch4OH + KMnO4 + h3SO4 CO2 + MnSO4 +
Ch4OH + h3O + 6e CO2 + 6H+ 5
MnO4- + 8H++ 5e Mn2+ + 4h3O 6
18 19
5Ch4OH + 5h3O + 6MnO4- + 48H+ 5CO2 + 30H+ + 6Mn2+ + 24h3O

§ HCCONa + NaOH + h3O2 Na2CO3 + 2h3O
HCCO- +3OH- -2e CO32- + 2h3O 1
h3O2 + 2e 2OH- 1
1
HCCO- +3OH- + h3O2 CO32- + 2h3O + 2OH-

Учащиеся записывают домашнее задание.
IV. КОТРОЛИРУЮЩЕ – ДИАГНОСТИЧЕСКИЙ ЭТАП.

8. Применение знаний в нестандартной ситуации (решение задач с использованием метода полуреакций).
Пришло время защитить те знания и умения, которые вы получили, для этого проведем контроль в нестандартной для вас ситуации – решим задачи с использование метода ионно — электронного баланса. Задачи даны в 2х вариантах , по трем программам А, В, С. (программа А – базисная, программа В – повышенный уровень, программа С – продвинутый уровень).

Учащиеся решают задачи с самостоятельным выбором уровня сложности и сдают тетради учителю (См. приложение 2).
V. ОЦЕНОЧНО – РЕФЛЕКСИВНЫЙ ЭТАП.
9. Подведение итогов урока.

Учитель выставляет оценки за урок и комментирует их.

Учащиеся оценивают свою деятельность на уроке, возвращаясь к плану урока, подводят итоги, еще раз перечисляя всё, что они делали на уроке и зачем проводилась та или иная форма работы.

ПРИЛОЖЕНИЕ 1

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ПРАКТИЧЕСКОГО ИССЛЕДОВАНИЯ.

1. Проделайте опыты согласно номеру группы, в которой вы находитесь.
№ группы Задание
I, IV В пробирку с 1 мл этилового спирта прилейте примерно 0,5 мл дихромата калия, а затем добавьте 8 – 10 капель серной кислоты. Сравните полученный результат с эталоном. Написав соответствующую ОВР, сделайте вывод о возможных продуктах реакции.
II, IV В пробирку к 1 мл формалина прилейте примерно 1 мл перманганата калия, а затем добавьте немного дистиллированной воды. Сравните полученный результат с эталоном. Написав соответствующую ОВР, сделайте вывод о возможных продуктах реакции.
II, III В пробирку с 0,5 мл метанола прилейте примерно 3 мл перманганата калия, а затем добавьте 6 – 8 капель серной кислоты. Сравните полученный результат с эталоном. Написав соответствующую ОВР, сделайте вывод о возможных продуктах реакции.
I, III В пробирку к 1 мл формиата калия прилейте 1 мл гидроксида калия подкрашенного фенолфталеином, а затем добавьте немного перекиси водорода. Сравните полученный результат с эталоном. Написав соответствующее ОВР, сделайте вывод о возможных продуктах реакции.

2. Защитите полученные результаты, сравнив их с итогами работы других групп.

§ Выясните вопросы, возникшие во время работы над заданием.

ПРИЛОЖЕНИЕ 2

РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ С ИСПОЛЬЗОВАНИЕМ МЕТОДА ПОЛУРЕАКЦИЙ.

УРОВЕНЬ ВАРИАНТ 1 ВАРИАНТ 2
УРОВЕНЬ

А Восстановление нитробензола в анилин в концентрированном растворе соляной кислоты идет согласно уравнению: C6H5NO2 + Fe + HCl — C6H5Nh3 + +FeCl2 + h3O. Определите объем образовавшейся воды, если для реакции взяли 1 кг технического нитробензола, содержащего 10 % примесей. Восстановление нитробензола в анилин в водном растворе идет согласно уравнению: C6H5NO2 + Fe + h3O — C6H5Nh3 + +Fe(OH)3. Определите объем образовавшегося анилина, если выход его от теоретически возможного составил 90 %, а для реакции был взят 1кг нитробензола.

А

В Для реакции окисления 44,8 г ацетилена до щавелевой кислоты (COOH–COOH) в нейтральной среде, было взято 142 г перманганата калия. Какой объём кислоты был получен в результате этой реакции, если её выход составил 98,3 %. Для реакции окисления 73,6 г толуола до бензойной кислоты (C6H5–COOH) в кислой среде, было взято 284 г 20%-ного раствора перманганата калия. Определите массу воды, образовавшейся в результате этой реакции.
В

С 11,4 г смеси формалина с этиловым спиртом массой подвергли окислению перманганатом калия в кислой среде. При пропускании образовавшегося газа через раствор известковой воды выпал осадок массой 45 г. Рассчитайте массовые доли веществ в исходной смеси. При реакции окисления 4,032 л смеси ацетилена с этиленом перманганатом калия до щавелевой кислоты (COOH–COOH) в нейтральной среде, был получен гидроксид калия. На нейтрализацию полученной щелочи было затрачено 18,25 г соляной кислоты. Рассчитайте объёмные доли веществ в исходной смеси.

С
§ Выполнение уровня А – обязательно.

ПРИЛОЖЕНИЕ 3

ВЛИЯНИЕ СРЕДЫ НА ХАРАКТЕР ПРОТЕКАНИЯ РЕАКЦИИ.

кислая ( H+ ) Mn2+
KMnO4 нейтральная ( h3O ) MnO2 (бурый осадок)
щелочная ( ОH- ) MnO42- (зеленный раствор)

K2CrO4 кислая ( H+ ) соли Cr3+

K2Cr2O7 щелочная ( ОH- ) CrO33-
CrO2-

окислитель кислая ( H+ ) h3O2 + 2H+ + 2e – 2h3O
h3O2 нейтр. и щелоч.(h3O, ОH-) h3O2 + 2e – 2 OH-
восстановитель 2h3O2 — 2e – 2h3O + O2

ПРИЛОЖЕНИЕ 4

БАЛАНС КИСЛОРОДА В ПОЛУРЕАКЦИЯХ

Избыток атомов кислорода Недостаток атомов кислорода

Кислая
… + x H+ y h3O + … … + x h3O y H+ + …
СРЕДА
Нейтральная … + x h3O y OH- + … … + x h3O y H+ + …

Щелочная … + x h3O y OH- + … … + x OH- y h3O + …

metodichka104.ucoz.ru

Окислительно-восстановительные реакции в органической химии

Окислительно-восстановительные реакции в органической химии

Кандидат химических наук В. А. Кузьмин

Органическая химия располагает громадным числом реакций, большинство из которых имеет окислительно-восстановительную природу, т.е. они протекают с переносом электронов, при этом одни атомы повышают свою степень окисления (окисляются), другие понижают (восстанавливаются). Следует также отметить, что процессы окисления и восстановления обычно рассматриваются в курсе органики по отдельности друг от друга. С чем это связано? Термины “окисление” и “восстановление” применяются по отношению к тому веществу, превращения которого хочет достигнуть химик. Подобное вещество именуется субстратом, а вещество, играющее роль окислителя или восстановителя – реагентом (или агентом). Как в данной реакции отличить субстрат от агента? Молекула субстрата, как правило, имеет более сложное строение, чем молекула агента. В качестве окисляющих или восстанавливающих агентов часто применяются неорганические вещества. В большинстве случаев окислительные процессы в органической химии сводятся к присоединению к молекулам субстрата атомов кислорода или отщеплению атомов водорода (реакции дегидрирования), восстановительные же реакции сводятся к присоединению атомов водорода (гидрирование) или к отщеплению атомов кислорода. В данном разделе мы затронем лишь, те из ОВР внимание на которые обращает программа для поступающих в ВУЗы.

Окислительные процессы


  1. Окисление спиртов

В качестве окислителей чаще всего используются:

KMnO4 +H2SO4

K2Cr2O7 + H2SO4

O2 (Cu)

CuO

Лёгкость окисления спиртов уменьшается в ряду:

Первичные ≥ Вторичные >> Третичные

а) Полное окисление спиртов (горение в кислороде):

б) Частичное окисление:

Окисление третичных спиртов протекает в жёстких условиях (сильный окислитель, нагревание) и приводит к сложной смеси карбоновых кислот и кетонов.

Отметим, что первая стадия данного процесса (дегидратация спирта протекает по правилу Зайцева: водород отщепляется от наименее гидрогенизированного углеродного атома).

Составление уравнений реакций окисления спиртов:

CH3OH + O2 (полное окисление) =

CH3OH + KMnO4 + H2SO4 =

СH3OH + K2Cr2O7 + H2SO4 =

CH3OH + O2 (на Cu) =

CH3OH + CuO =


  1. Окисление альдегидов

Альдегиды окисляются гораздо легче, чем спирты.

Окисление альдегидов протекает до соответствующих карбоновых кислот.

Чаще всего для окисления альдегидов используют:

[Ag(NH3)2]OH (Ag2O, аммиачный раствор оксида серебра, реактив Толленса)

Cu(OH)2 (свежеосаждённый гидроксид меди (II))

Получение данных реагентов:

AgNO3 + NH4OH = NH4NO3 + Ag2O↓ + H2O

Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O

AgNO3 + 5NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + NH4NO3 + 4H2O (суммарное уравнение)

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 (можно использовать и другие растворимые соли меди (II) а также любую щёлочь)

а) Окисление аммиачным раствором оксида серебра (реакция “серебряного зеркала”), является качественной реакцией на альдегидную группу:

(в недостатке окислителя)

(в избытке окислителя)

В некоторых случаях подобную реакцию записывают в упрощённом виде:

б) Окисление свежеосаждённым гидроксидом меди (II):

в) Окисление перманганатом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах:

Особенности окисления муравьиного альдегида:

Суммарное уравнение реакции:


  1. Окисление кетонов

Кетоны окисляются достаточно в жёстких условиях (KMnO4 или K2Cr2O7 в кислой или щелочной среде при нагревании), продуктами реакции является смесь карбоновых кислот.

Пример:

Важное практическое значение имеют реакции окисления циклических кетонов, так как в их результате образуются дикарбоновые кислоты, которые применяют при производстве полимеров.

(синтез адипиновой кислоты из циклогексанона)


  1. Окисление алкенов

а) Полное окисление:

CnH2n + 1,5nO2 = nCO2 + nH2O

б) Неполное каталитическое окисление (протекает до соответствующих эпоксидов):

в) Окисление перманганатом калия в нейтральной среде (Реакция Вагнера, продуктами являются двухатомные спирты- гликоли):

г) Окисление перманганатом калия в кислой среде (протекает с образованием соответствующих карбоновых кислот и (или) кетонов):

Кетоны, образовавшиеся в результате окисления, могут подвергаться дальнейшей деструкции.

С помощью данной реакции можно определить положение двойной связи в молекуле алкена.

д) Окисление озоном (протекает с образованием неустойчивых озонидов, реакция так же используется для определения положения двойных связей в молекуле алкена):

е) Окисление алкенов в присутствии солей палладия (Вакер-процесс, протекает с образованием альдегидов и кетонов, имеет промышленное значение):

Окисление гомологов этилена в этом случае протекает по менее гидрогенизированному углеродному атому:

Данным способом можно получить циклогексанон из циклогексена:


  1. Окисление алкинов

а) Алкины окисляются до альдегидов или кетонов под воздействием воды в присутствии Hg2+ в кислой среде (реакция гидратации; реакция Кучерова):

На первой стадии реакции образуется непредельный спирт, в котором ОН-группа находится у атома углерода при двойной связи (виниловый спирт, енол). Это соединение является неустойчивым и подвергается на второй стадии изомеризации (Правило Эльтекова-Эрленмеера) с образованием альдегида.

Гомологи ацетилена при гидратации дают кетоны (при этом соблюдается Правило Марковникова):

б) Окисление KMnO4, K2Cr2O7 в кислой, нейтральной или щелочной средах (протекает с образованием карбоновых кислот (в кислой среде) или их солей (в нейтральной и щелочной)):

Данные реакции являются качественными на тройную углерод-углеродную связь.


  1. Окисление бензола и его гомологов.

а) Полное окисление (горение в кислороде):

CnH2n-6 + O2 = CO2 + H2O

б) Окисление бензола озоном (озонолиз):

в) Окисление гомологов бензола перманганатом калия или бихроматом калия при нагревании:

д) Окисление кумола кислородом в присутствии катализатора (кумольный способ получения фенола):


  1. Окисление алканов.

1). Полное окисление (горение в кислороде):

CnH2n+2 + O2 = CO2 + H2O

2). Неполное сгорание:

CnH2n+2 + O2 = CO + H2O

CnH2n+2 + O2 = C + H2O

3) Неполное каталитическое окисление:

C2H6 + O2 = CH3CHO + H2O

2C4H10 + 5O2 = 4CH3COOH + 2H2O

Восстановительные процессы


  1. Восстановление алкенов (реакция гидрирования алкенов):

Алкен + Н2 = Алкан

CnH2n + H2 = CnH2n+2


  1. Восстановление алкинов (реакция гидрирования алкинов):

Алкин + Н2 = Алкен + Н2 = Алкан

CnH2n-2 + H2 = CnH2n + H2 = CnH2n+2


  1. Восстановление бензола (реакция гидрирования бензола):


  1. Восстановление альдегидов:

А) водородом на катализаторе:

Б) литийалюмогидридом:

be.convdocs.org

ОВР с участием органических веществ


ОВР с участием органических веществ

В ОВР органических веществ с неорганическими органические вещества чаще всего являются восстановителями. Так, при сгорании органического вещества в избытке кислорода всегда образуется углекислый газ и вода. Сложнее протекают реакции при использовании менее активных окислителей. В этом параграфе рассмотрены только реакции представителей важнейших классов органических веществ с некоторыми неорганическими окислителями.

Алкены. 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:

C2H4 + 2KMnO4 + 2H2O CH2OH–CH2OH + 2MnO2 + 2KOH (охлаждение)

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):

1) 5CH3CH=CHCH2CH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 5CH3COOH + 5C2H5COOH + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 17H2O (нагревание)

2) 5CH3CH=CH2 + 10KMnO4 + 15H2SO4 5CH3COOH + 5CO2 + 10MnSO4 + 5K2SO4 + 20H2O (нагревание)

3) CH3CH=CHCH2CH3 + 6KMnO4 + 10KOH CH3COOK + C2H5COOK + 6H2O + 6K2MnO4 (нагревание)

4) CH3CH=CH2 + 10KMnO4 + 13KOH CH3COOK + K2CO3 + 8H2O + 10K2MnO4 (нагревание)

Дихромат калия в сернокислотной среде окисляет алкены аналогично реакциям 1 и 2.

Алкины. Алкины начинают окисляются в несколько более жестких условиях, чем алкены, поэтому они обычно окисляются с разрывом углеродной цепи по тройной связи. Как и в случае алканов, атомы-восстановители здесь – атомы углерода, связанные в данном случае тройной связью. В результате реакций образуются кислоты и диоксид углерода. Окисление может быть проведено перманганатом или дихроматом калия в кислотной среде, например:

5CH3C CH + 8KMnO4 + 12H2SO4 5CH3COOH + 5CO2 + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 12H2O (нагревание)

Иногда удается выделить промежуточные продукты окисления. В зависимости от положения тройной связи в молекуле это или дикетоны (R1–CO–CO–R2), или альдокетоны (R–CO–CHO).

Ацетилен может быть окислен перманганатом калия в слабощелочной среде до оксалата калия:

3C2H2 + 8KMnO4 = 3K2C2O4 +2H2O + 8MnO2 + 2KOH

В кислотной среде окисление идет до углекислого газа:

C2H2 + 2KMnO4 +3H2SO4 =2CO2 + 2MnSO4 + 4H2O + K2SO4

Гомологи бензола. Гомологи бензола могут быть окислены раствором перманганата калия в нейтральной среде до бензоата калия:

C6H5CH3 +2KMnO4 = C6H5COOK + 2MnO2 + KOH + H2O (при кипячении)

C6H5CH2CH3 + 4KMnO4 = C6H5COOK + K2CO3 + 2H2O + 4MnO2 + KOH (при нагревании)

Окисление этих веществ дихроматом или перманганатом калия в кислотной среде приводит к образованию бензойной кислоты.

Спирты. 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.

3C2H5OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3CH3CHO + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H2O (нагревание)

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. Все реакции идут при нагревании.

Двухатомный спирт, этиленгликоль HOCH2–CH2OH, при нагревании в кислотной среде с раствором KMnO4 или K2Cr2O7 легко окисляется до углекислого газа и воды, но иногда удается выделить и промежуточные продукты (HOCH2–COOH, HOOC–COOH и др.).

Альдегиды. Альдегиды – довольно сильные восстановители, и поэтому легко окисляются различными окислителями, например: KMnO4, K2Cr2O7, [Ag(NH3)2]OH. Все реакции идут при нагревании:

3CH3CHO + 2KMnO4 = CH3COOH + 2CH3COOK + 2MnO2 + H2O
3CH3CHO + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3CH3COOH + Cr2(SO4)3 + 7H2O
CH3CHO + 2[Ag(NH3)2]OH = CH3COONH4 + 2Ag + H2O + 3NH3

Формальдегид с избытком окислителя окисляется до углекислого газа.

coolreferat.com

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *