В.В.Сорокин Нуклеофильные реакции

затем медь извлекают из раствора либо электролизом, либо вытеснением с помощью порошка железа:

Fe+CuSO4 =FeSO4 +Cu

Электрометаллургия охватывает способы получения металлов с помощью электролиза. Электролизом называют совокупность химических процессов, которые протекают под действием электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита. Электродами для электролиза могут служить различные электропроводящие материалы. Инертные электроды (платина, графит) в ходе электролиза остаются без изменения, т.е. не окисляются под действием электрического тока.

Растворимые электроды (медь, никель и др.) окисляются под действием электрического тока. Методом электролиза получают главным образом легкие металлы (алюминий, натрий) из их расплавленных оксидов или хлоридов. При электролизе расплава хлорида натрия на инертных электродах

подвергаются соли, образованные анионом кислородсодержащих кислот, то на аноде образуется кислород и соответствующий кислотный оксид:

В качестве примера рассмотрим электролиз в расплаве карбоната

При электролизе водных растворов электролитов на электродах наряду с разряжением катионов и анионов или вместо них могут восстанавливаться или окисляться молекулы воды. Чтобы определить, какие частицы участвуют в катодном процессе нужно воспользоваться рядом стандартных

электродных потенциалов. В зависимости от значения электродного потенциала возможны три варианта протекания электролиза:

1. Если в растворе содержатся катионы, например K+, Ca2+, Al3+ (катионы металлов, растворимых в воде; E0 < -1,18 В), то они не будут восстанавливаться в водном растворе, т.к. легче них восстанавливаются молекулы воды:

2H2O + 2ē = 2OH- + H2↑

2. Если в растворе содержатся ионы, потенциал которых больше нуля (катионы неактивных металлов; E0 > 0; чем меньше активность

металла, тем легче его катион восстанавливается на катоде), то они легко восстанавливаются на катоде, например:

Cu2+ + 2ē = Cu

3. В растворе, содержащем ионы (металлов средней активности, расположенные в ряду напряжений между алюминием и водородом), значение стандартного потенциала которых находится в интервале от -1,18 В до 0,0 В, при электролизе протекает параллельно два процесса – восстановление катионов металла и молекул воды, например:

Cd2+ + 2ē = Cd

2H2O + 2ē = 2OH- + H2↑

При этом большая часть из всего количества электричества расходуется на восстановление ионов металла.

Процессы, протекающие на катоде при электролизе водных растворов электролитов

В анодном процессе могут принимать участие только анионы Cl-, Br-, I-, S2-, OH-. Если в растворе присутствуют другие анионы, то окислению подвергается вода:

2H2O – 4ē = 4H+ + O2↑

Например, электролиз раствора NaCl можно представить так:

на катоде на аноде

Электролиз с растворимым анодом используется для очистки некоторых металлов. Очищаемый металл применяют в качестве анода (например, медь, никель, кадмий). При электролизе анод растворяется, ионы металла переходят в раствор, а на катоде они осаждаются:

Cd 2 e =Cd 2+

Масса анода уменьшается и отсюда его название – растворимый. Кислотные остатки (анионы) остаются в растворе.

Так получают чистые металлы: медь, серебро, железо, никель, свинец и многие другие.

Процессы, протекающие на аноде при электролизе водных растворов электролитов

Анод нерастворимый (инертный)

Анод растворимый (активный)

Анионы не окисляются. Идет окисление атомов металла. Катионы металла переходят в раствор, масса анода уменьшается. Me0 – ne = Me+n

4 этап – 10 класс

При изучении органической химии коэффициенты в уравнениях химических реакций расставляют, учитывая, что число атомов каждого вида в левой и правой частях уравнения, должно быть одинаковым (в соответствии с законом сохранения массы веществ и условием, что атомы не исчезают и не появляются вновь, они перегруппировываются в ходе химической реакции). И при этом не обращают внимания учащихся, что многие изучаемые реакции являются окислительно-восстановительными. Такие реакции многие преподаватели записывают в виде схемы, не отражая полного участия реагирующих веществ в процессе окислениявосстановления.

Учащиеся привыкают к схематичной записи химического взаимодействия и им очень трудно в дальнейшем записывать уравнения окислительно-восстановительных реакций с участием органических веществ

-понятия степень окисления, - рассчитывать степени окисления

-типичные окислители и восстановительные свойства вещества;

Имеются особенности в определении степени окисления атомов углерода в органических соединениях: степень окисления атома углерода определяется без учета степени окисления соседнего атома углерода.

остается таким же, как в неорганической химии: в результате окислительновосстановительной реакции образуются такие продукты, которые соответствуют свойствам органических веществ, содержащих атом углерода в определенной степени окисления и среде раствора (кислой, щелочной или близкой к нейтральной), в которой протекает изучаемая реакция.

Приведем примеры некоторых окислительно-восстановительных реакций с участием органических соединений:

Признаком данной химической реакции является изменение оранжевой окраски дихромата калия на зеленую в результате образования в растворе ионов хрома (Ш).

В кислой среде кетоны окисляются с разрывом углеродного скелета с

образованием двух карбоновых кислот; дихромат калия в кислой среде восстанавливается до хрома (+3) с образованием соли той кислоты, которая создает среду.

-2 +6 +2

3CH3OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 = 3HCOOH + 2K2SO4 +

+3

кислот, содержит в своей структуре альдегидную группу и легко окисляется кислородсодержащими окиВ кислой среде метанол окисляется до метановой (муравьиной кислоты), в нейтральной среде до метаналя. Кислая среда это более жесткие условия химической реакции. Метановая кислота, в отличие от других карбоновыхслителями до углекислого газа и воды (угольной кислоты).

Признаком химической реакции является изменение фиолетовомалиновой окраски перманганата калия на бурую за счет образования диоксида марганца.

В кислой среде алкены окисляются до карбоновых кислот с разрывом углеродной цепи:

за счет образования ионов марганца (П). В присутствии избытка окислителя KMnO4 возможно дальнейшее окисление метановой кислоты до углекислого газа и воды.

Широко известную реакцию «серебряного зеркала» можно записать следующим образом:

-3 +1 +1 -3 +3 0

CH3COH + 2[Ag(NH3)2]OH = CH3COONH4 +2Ag + 3NH3 + H2O

Как известно, альдегиды окисляются до карбоновых кислот, и многие учащиеся как и в схеме реакции, записывают продуктом реакции карбоновую кислоту, не учитывая, что среда реакции основная за счет аммиака (Ag2O + NH3) и образовавшаяся карбоновая кислота нейтрализуется аммиаком с образованием аммонийной соли карбоновой кислоты.

Метановый альдегид (формальдегид) в реакции «серебряного зеркала» окисляется до углекислого газа, т.к. метановая кислота содержит альдегидную группу и мгновенно окисляется до углекислого газа, который взаимодействует с водным раствором аммиака с образованием карбоната аммония:

0+4

Электролизу подвергаются растворимые соли карбоновых кислот, при этом имеются свои особенности составления реакций:

При обобщении материала по изучению свойств органический соединений можно провести урок-практикум (если имеется соответствующий набор химических веществ) или урок повторения и обобщения изученного материала, на котором систематизируются знания учащихся.

Тип урока – урок-практикум или урок повторения и обобщения материала.

Основные этапы урока:

-Организационный;

-Подготовка учащихся к проведению химического эксперимента (или этап подготовки к активному и сознательному усвоению материала);

-Усвоение новых знаний (проведение химических опытов, сравнение и обобщение полученных знаний);

-Информация о домашнем задании.

При отсутствии возможности постановки практической работы, можно использовать для закрепления изученного материала индивидуальные задания, аналогичные заданиям в материале ЕГЭ в блоке С3.

5 этап

На заключительном этапе изучения темы (11 кл) при обобщении материала

школьного курса дисциплины «Химия»

-понятия степень окисления, - рассчитывать степени окисления

-типичные окислители и - определять тип окислительно-

Типичные окислители и восстановители: Реакции при сплавлении

Окислители: Cl2, F2, KClO3, KMnO4 KNO3, MnO2, PbO2, O2, Pb3O4, Na2O2, NaBiO3

Восстановители: Al, C, CO, Mg, H2

Реакции в водном растворе

Окислители в кислотной среде: F2, Na2O2, O3, NaBiO3, H2O2, KMnO4,

KBrO3, PbO2, Cl2, K2Cr2O7, MnO2, O2, KIO3, Br2, HNO3, H2SO4(конц), K2S2O8

Окислители в щелочной среде: F2, K2S2O8, O3, Na2O2, Br2, Cl2, H2O2, O2, NaBrO, K2CrO4, Pb3O4

Восстановители в кислотной среде: Ca, Na, Al, Zn, Na2SO3, H2, H2S, KI, KBr, FeSO4, KNO2, HCl(конц) , органические вещества: спирты, альдегиды, алкены и др.

Восстановители в щелочной среде: Mg, Ca, Al, Zn, H2, Na2S, Na2SO3,

SO2,

Сила окислителей увеличивается в кислотной среде, а сила восстановителей – в щелочной среде.

Потенциал окислительно-восстановительной системы, измеренный по отношению к водородному электроду, называется стандартным окислительно-восстановительным потенциалом. Чем выше алгебраическая величина стандартного потенциала, тем сильнее данное вещество как окислитель. И наоборот, чем ниже – тем сильнее как восстановитель. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы табулированы и сведены в таблицы в различных справочниках и пособиях.

Сравнивая окислительно-восстановительные потенциалы окислителя и восстановителя, можно определить возможность самопроизвольного протекания реакции в стандартных условиях. Под стандартными условиями понимают: температура 250С (298 К), давление 101,3 кПа, концентрация реагирующих веществ 1 моль/л. Разность стандартных потенциалов окислителя и восстановителя называют стандартной электродвижущей силой реакции (ЭДС). Рассчитывать ЭДС реакции можно только для реакций, протекающих в растворах. Для реакций в твердой фазе такой подход применять нельзя. Зная величину ЭДС можно прогнозировать направление протекания ОВР. Если ЭДС > 0,1 В, то реакция осуществима, а если ЭДС < 0,1 В, то предполагаемая реакция самопроизвольно не протекает; принципиально возможной будет обратная реакция, для которой ЭДС имеет то же самое абсолютное значение, но с обратным знаком. Если ЭДС лежит в пределах -0,1 …+0,1 В, то в стандартных условиях реакция протекает в малой степени. Для проведения таких реакций отходят от стандартных условий – применяют нагревание реакционной смеси, используют концентрированные растворы окислителей и восстановителей, один из реагентов берут в избытке (или в виде твердого вещества или газа). При этом потенциал окислителя увеличивается, а потенциал окислителя уменьшается, что приводит к возрастанию ЭДС и увеличению степени протекания реакции в прямом направлении.

Протекание окислительно-восстановительных процессов в значительной степени зависит от среды раствора. Если в результате реакции возрастает число атомов кислорода, связанных с атомом-восстановителем (анион бескислородной кислоты превращается в анион кислородсодержащей кислоты, анион с меньшим числом атомов кислорода превращается в анион с большим числом атомов кислорода, катион с небольшим зарядом превращается в анион), то среда влияет на восстановительные свойства. В подобных случаях процесс облегчается в щелочной среде, так как поставщиком атомов кислорода являются ионы ОН-. И наоборот, характерный для атома окислителя переход, связанный с уменьшением числа

присоединенных атомов кислорода (кислородсодержащий анион переходит в бескислородный анион, анион с большим числом атомов кислорода переходит в анион с меньшим числом атомов кислорода) облегчается в кислой среде.

Классическим примером различного характера протекания реакций между одними и теми же окислителями и восстановителями является восстановление перманганата калия в зависимости от среды раствора:

Кислая среда (Mn+7 + 5e = Mn+2 , E0 = 1,51B)

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 +K2SO4 + 3H2O Нейтральная среда (Mn+7 + 3e = Mn+4, E0 = 0,60 B)

2KMnO4 + H2O + 3Na2SO3 = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH Щелочная среда (Mn+7 + 1e = Mn+6, E0 = 0,56 B)

2KMnO4 + 2KOH + Na2SO3 = 2K2MnO4 + H2O + Na2SO4

При проведении реакций в кислой среде, нужно учитывать, что Mn+7 восстанавливается до Mn+2 с образованием соли той кислоты, которая создает среду.

Значение ЭДС реакции можно использовать для расчета констант равновесия окислительно-восстановительных реакций и оценки направления протекания реакции. К = 10 nЕ/0,059

Для закрепления и обобщения изученного материала можно использовать индивидуальные задания следующего типа.

1. Укажите схемы процессов окисления:

3.Укажите значение коэффициента при восстановителе для реакции, протекающей по схеме:

1) 2 2) 5 3) 7 4) 10

4. Укажите значение суммы всех коэффициентов в реакции,

определите наименьшее общее кратное чисел отданных и принятых электронов:

1) 6 2) 3 3) 12 4) 8

Для подготовки к ЕГЭ необходимо освоить решение задач типа: Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

Na2SO3 +…+ KOH →K2MnO4 +…+ H2O

KMnO4 + MnSO4 + H2O → MnO2 +…+…

Cr2(SO4)3 + KMnO4 +… → K2CrO4 + …+ K2SO4 + H2O

Cr2O3 + …+ KOH → KNO2 + K2CrO4 + …