ВСТУПЛЕНИЕ. Обоснование выбранной темы выступления.

В связи с введением в качестве единственной формы итоговой аттестации выпускников средней школы единого государственного экзамена (ЕГЭ) и переходом старшей школы на профильное обучение всё большую актуальность приобретает  подготовка старшеклассников к выполнению наиболее «дорогих» в бальном отношении заданий части С теста ЕГЭ по химии. Не смотря на то, что пять заданий части «С» считаются разными: химические свойства неорганических веществ, цепочки правращений органических соединений, расчётные задачи, - все они в той или иной мере связаны именно окислительно-восстановительными реакциями (ОВР). Если усвоены основные знания теории ОВР, то можно правильно выполнить первое и второе задания полностью, а третье – частично. На мой взгляд, значительная часть успеха при выполнении части «С» заключается именно в этом. Опыт показывает, если  изучая неорганическую химию, ученики достаточно хорошо справляются с заданиями по написанию уравнений ОВР, то аналогичные задания по органической химии вызывают у них большие трудности.Поэтому на протяжении изучения всего курса органической химии в профильных классах необходимо сформировать навыки составления уравнений ОВР.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) применяется два метода – метод электронного баланса и метод полуреакций, или ионно-электронный метод. Первый основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции. Этот метод достаточно подробно изучается в курсе школьной  программы. Второй метод изучается менее подробно, особенно применительно к ОВР с участием органических соединений. Тем не менее именно этот метод оперирует частицами (молекулами или ионами), реально существующими в реакционной смеси, в отличие от метода электронного баланса, пользующегося строением частиц, реально не существующих. Например, используя метод электронного баланса, записывают: S+6>S+4. Однако это не частицы, реально принимающие участие в химическом процессе. На самом деле, в реакцию вступает (как один из возможных вариантов) сульфат-анион, а в результате образуется, например, оксид серы (IV). Таким образом, с учетом реально существующих частиц запись процесса будет следующей: SO42->SO20. Сделав ее, ученик неизбежно задается вопросом о судьбе кислорода, освобождающегося в ходе превращения. Для ответа на этот вопрос возникает необходимость проанализировать роль среды, в которой протекает ОВР. Таким образом, использование метода полуреакций формирует у учащихся более полное и глубокое представление о происходящем взаимодействии; развивает способность к анализу химической ситуации.

При составлении сравнительной характеристики неорганических и органических соединений мы знакомим учащихся с использованием степени окисления и способами её определения:

1. Вычисление средней степени окисления углерода в молекуле органических веществ;
2. Определение с.о. каждого атома углерода. Уточняю, в каких случаях лучше использовать тот или иной способ.

Поведение реагирующих молекул или ионов можно свести к трем случаям:

1) количество кислорода в реагирующей частице возрастает;

2) количество кислорода в реагирующей частице убывает;

3) количество кислорода в реагирующей частице не меняется

При изучении темы «Алканы». Процессы окисления,галогенирования, нитрования, дегидрирования, разложения относятся к ОВР. При написании реакций  горения и разложения органических веществ использовать среднее значение с.о. углерода.

СЛАЙД.  Разбор реакций:  горения бутана            галогенирования 2-метилпропана   нитрования этана

Вставка (работа у доски)

При изучении темы «Алкены» рассмотреть процессы окисления в зависимости от строения алкена и среды протекания реакции.

СЛАЙД    окисления этена (реакция Вагнера) и жёсткого окисления в кислой среде бутена-1, 2-метилбутена-2

Вставка (разбор примера)

При окислении алкенов конц. раствором перманганата калия в кислой среде (жёсткое окисление) происходит разрыв двойной связи с образованием карбоновых кислот(если молекула алкена симметрична) или кетонов( если при =связи имеется третичный углерод или 2 углерода), или углекислого газа (если= связь в конце). О каком бы окислительно-восстановительном взаимодействии ни шла речь, поведение реагирующих молекул или ионов можно свести к трем случаям:

1) количество кислорода в реагирующей частице возрастает;

2) количество кислорода в реагирующей частице убывает;

3) количество кислорода в реагирующей частице не меняется, как например, в случае превращения перманганат-аниона в манганат-анион: MnО4-–>MnO42- или в случае окисления спирта первичного или вторичного соответственно до альдегида или кетона:

\

Влияет ли среда на ход окислительно-восстановительной реакции?

 Да, влияет. В кислой среде раствор стал бесцветным, в нейтральной среде – образовался бурый осадок, в щелочной среде раствор приобрел зеленый цвет. Ион MnO₄^-в кислой среде восстановился до Mn²⁺в нейтральной среде – MnO₂, в щелочной - до MnO₄^2-.

Хромовые кислоты также являются сильными окислителями. Они образуют два ряда солей: хроматы (окрашены в желтый цвет) – соли хромовой кислоты H₂CrO₄и дихроматы (окрашены в оранжевый цвет) – соли дихромовой кислоты H₂Cr₂O₄.

Представим описанные выше изменения в виде схемы (раздаточный материал):

При составлении ионного уравнения для каждой полуреакции следует учитывать количество атомов кислорода в исходных веществах и в продуктах реакции.

Баланс атомов кислорода в ОВР, протекающих в различных средах

Групповая работа.Задание. Руководствуясь схемой, составьте методом полуреакций уравнения реакций взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в нейтральной, щелочной средах.

Выполнение упражнений:

1. уравняйте следующий самопроизвольно идущий процесс:

NaCrO₂ + Br₂ + NaOH →NaBr + Na₂CrO₄ + H₂O

1. запишите процесс окисления азотистой кислоты перманганатом калия в кислой среде;
2. методом электронно-ионного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих реакций с участием органических веществ

a) C₆H₁₂O₆ + KMnO₄ + H₂SO₄→CO₂ + MnSO₄  + K₂SO₄+ Н₂О

b) CH₂O + KMnO₄ + H₂SO₄→HCOOH + MnSO₄  + K₂SO₄+ Н₂О

Предлагаю заполнить такую таблицу, следует  логически проанализировать перечисленные в ней ситуации, приведя в дальнейшем конкретные примеры ОВР, в которых присутствует каждая из них. Подобного рода анализ развивает  логику и, как следствие, самостоятельность химического мышления, формируя умение находить общее в частном и наоборот. Такой подход к изучению данного вопроса удобен в любом случае независимо от природы веществ – участников ОВР.

Приведу два примера:

I. Составим уравнение реакции окисления этена водным раствором перманганата калия (гидроксилирование по Вагнеру).

1. Записываем исходные вещества и известные продукты реакции. При этом необходимо помнить, что перманганат-анион в нейтральной среде переходит в диоксид марганца, а этен в указанных условиях окисляется до этиленгликоля.

Неизвестный пока продукт этой реакции будет выявлен в процессе составления уравнений так называемых полуреакций для процессов окисления и восстановления и дальнейшего их сложения.

Составляем ионные уравнения для процессов окисления и восстановления, последовательно анализируя происходящие с реагирующими частицами изменения

Из данной записи видно, что в процессе взаимодействия количество атомов кислорода в молекуле возрастает. Поскольку реакция протекает в нейтральной среде источником кислорода являются молекулы воды, что соответствует схеме реакции: Н2О—>О-2+2Н+ (см. таблицу). Так как в нашем конкретном случае количество кислорода в молекуле увеличивается на два атома перед водой необходимо поставить коэффициент “2”.

Далее находим количество электронов, участвующих в данном превращении. Суммарный заряд исходных частиц равен “0”, так как в реакцию вступают электронейтральные молекулы. Суммарный заряд продуктов реакции равен “+2” (обусловлен образованием двух протонов). Чтобы заряд “0” перешел в заряд “+2” необходимо, чтобы в процессе взаимодействия было отдано два электрона.

В итоге получаем:

Это уравнение полуреакции для процесса окисления.

б) Рассуждая аналогичным образом, составляем уравнение полуреакции для процесса восстановления.

Перманганат – анион в нейтральной сред переходит в диоксид марганца: MnO4—>MnO2v

Количество атомов кислорода при этом убывает.

Поскольку процесс протекает в нейтральной среде, освобождающийся кислород присоединяет вода, т.е. реакция идет по схеме О-2+Н2О—> 2-ОН (см.таблицу). Но одна молекула воды присоединяет только один кислород, а нашем случае количество кислорода убывает на два. Значит для осуществления этого превращения на один моль перманганат – анионов потребуется два моль воды. Таким образом, получаем запись: MnO4- + 2H2O —> MnO2v + 4-OH

Затем подсчитываем суммарный заряд частиц в левой и правой частях уравнения и количество электронов, участвующих в процессе.

Суммарный заряд частиц в левой части уравнения равен “-1” (обусловлен зарядом перманганат-аниона). Суммарный заряд частиц в правой части уравнения равен “-4” (обусловлен зарядом четырех гидроксогрупп). Таким образом, чтобы заряд “-1” перешел в заряд “-4” необходимо, чтобы в процессе взаимодействия было приобретено три электрона.

Теперь можно записать уравнение полуреакции для процесса восстановления:

Далее необходимо учесть, что в ОВР происходит только эквивалентный обмен электронов между восстановителем и окислителем, т.е. суммарно количество электронов, отдаваемых восстановителем должно быть равно количеству электронов, приобретаемых окислителем. При этом свободных электронов никогда не образуется.

В нашем примере в процессе окисления участвует два электрона, а в процессе восстановления – три. Чтобы уравнять количество отданных и приобретенных электронов уравнение полуреакции для процесса окисления умножим на три, а уравнение полуреакции для процесса восстановления – на два. Еще раз перепишем:

Умножив уже имеющиеся коэффициенты на соответствующие множители получим:

Теперь суммируем полученные ионные уравнения для процессов окисления и восстановления, составляя тем самым общее ионное уравнение реакции. При этом электроны, участвующие в отдельно рассматриваемых процессах окисления и восстановления сократятся

В правой части уравнения присутствует шесть протонов и восемь гидроксогрупп. Их комбинация дает шесть молекул воды и две гидроксогруппы. После сокращения воды в левой и правой части данного ионного уравнения получаем:

Чтобы составить молекулярную форму уравнения реакции, допишем ионы калия, в растворе присутствующие, но в химическое взаимодействие не вступающие

В итоге определен третий продукт реакции – щёлочь гидроксид калия.

II. Составим уравнение реакции окисления эталона бихроматом натрия в сернокислой среде (t = 200С)

а) Являясь первичным спиртом, этанол окисляется до альдегида. При этом количество атомов кислорода остается неизменным.

б) Бихромат-анион в кислой среде переходит в ион Сr3+. Освобождающийся при этом кислород соединяется с протонами с образованием воды, т.е. реакция идет по схеме: О-2 + 2Н+ —> Н2О (см. таблицу).

Уравняем количество отданных и приобретенных электронов, умножив уже имеющиеся в уравнениях полуреакций коэффициенты на соответствующие множители и затем суммируем полученные ионные уравнения.

Сократим катионы водорода в левой и правой части полученного ионного уравнения

Для составления молекулярной формы уравнения реакции допишем ионы, присутствующие в растворе, но в химическое взаимодействие не вступающие, в необходимом количестве (речь идет о сульфат-анионах и ионах натрия).

Хочется отметить, что смена окраски, наблюдаемая в ходе данной реакции (с оранжевой, обусловленной присутствием бихромат-анионов, на сине-зеленую, обусловленную образованием ионов Cr3+) позволяет обнаружить даже следовые количества спиртов. В связи с этим трубка с бихроматом натрия используется для контроля водителей автотранспорта.

Таким образом, суть ионно-электронного метода состоит в составлении ионных уравнений процессов окисления и восстановления, т.е. двух полуреакций, сложение которых дает полную ОВР в ионном виде.

В аналогичном плане рассматривается окисление ацетилена и его гомологов в зависимости от того, в какой среде протекает процесс. В кислой среде процесс окисления протекает с образованием карбоновых кислот.

СЛАЙД.Разбор жёсткого окисления пентина-2 в кислой среде

               Окисление пропина в кислой среде

СЛАЙД. Окисление ацетилена в нейтральной и слабощелочных средах приводит к образованию оксалатов (солей щавелевой кислоты), а окисление гомологов-разрывом тройной связи и образованием солей карбоновых кислот.

Все правила   на конкретных примерах, что приводит к лучшему усвоению теоретического материала. При изучении окисления аренов в различных средах могут высказываться предположения, что в кислой среде следует ожидать образования кислот, а в щелочной среде- солей. Уточнение продуктов в зависимости от строения соответствующего арена.

СЛАЙД.  

А)Окисление гомологов бензола с одной боковой цепью до бензойной кислоты по а-углеродному атому.

Б)Окисление гомологов бензола перманганатом в нейтральной среде с образованием калиевых солей ароматических кислот

В)Окисление гомологов бензола с несколькими боковыми цепями в кислой среде приводит к образованию многоосновных карбоновых кислот.

Полученные навыки составления уравнений ОВР для углеводородов позволяют использовать их при изучении раздела «Кислородсодержащие соединения». При изучении темы «Спирты» рассмотреть примеры:

СЛАЙД.  А)окисление первичных спиртов

СЛАЙД.   Б)окисление вторичных спиртов

СЛАЙД.    В)для третичных спиртов реакция окисления не характерна.

При окислении метанола подкисленным раствором перманганата калия или дихромата калия образуется углекислый газ, первичные спирты при окислении в зависимости от условий протекания реакции могут образовать не только альдегиды, но и кислоты.

ПРИМЕР. Окисление этанола дихроматом калия на холоду, приводящее к образованию уксусной кислоты, а при нагревании-ацетальдегида.

СЛАЙД.Влияние среды на продукты реакций окисления спиртов:

А)горячий нейтральный раствор окислителя окисление метанола до карбоната калия

Б) остальные спирты- до солей соответствующих карбоновых кислот.

СЛАЙД

ДЕМОНСТРАЦИЯ ОПЫТОВОКИСЛЕНИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ РАЗЛИЧНЫМИ ОКИСЛИТЕЛЯМИ И В РАЗЛИЧНЫХ СРЕДАХ.

СЛАЙД ОВР. «Альдегиды».  «Кетоны».

Вывод.Предложенная методика обучения составлению уравнений ОВР с участием органических веществ повышает итоговый результат ЕГЭ по химии на несколько баллов. Метод электронно-ионного баланса применяется в том случае, когда надо на только подобрать коэффициенты, но и составить уравнение ОВР. Используя данный метод, в полуреакциях записывают только реально существующие частицы: в случае слабых электролитов-молекулы, в случае сильных электролитов учитывают диссоциацию и записывают ионы, содержащие элемент, изменяющий степень окисления.Все органические соединения(кроме растворимых солей органических кислот) являются слабыми электролитами и, следовательно, записываются в полуреакциях в молекулярной форме. Уравнивание полуреакций при использовании метода происходит по-разному в зависимости от среды раствора.