Лекция для учащихся 10-11 классов "ОВР в органической химии"
план-конспект занятия по химии (10 класс) на тему

МУНИЦИПАЛЬНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

«СЯСЬСТРОЙСКАЯ  СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА №2»

ВОЛХОВСКОГО МУНИЦИПАЛЬНОГО РАЙОНА

ЛЕНИНГРАДСКОЙ ОБЛАСТИ

Лекция для учащихся 10-11 классов

по теме«ОВР в органической химии»

                                                                                                 Подготовил:

учитель химии

высшей категории

Бочкова И.А.

г.Сясьстрой

2013г.

IЦели и задачи лекции:

Образовательные:

1. Сформировать понятия процессов окисления и восстановления для органических веществ
2. Сформировать у учащихся умение определять продукты реакций окисления органических веществ

Развивающие:

  Продолжить работу над формированием у учащихся умения расставлять коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

II. План лекции.

1. Сущность процессов окисления и восстановления в органической химии
2. Причины повышенной склонности органических веществ к окислению
3. Определение суммарного заряда атомов углерода в молекуле
4. Окисление:

• Алканов
• Алкенов
• Спиртов
• Альдегидов
• Производных бензола

5. Восстановительные процессы

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).

Процессы окисления и восстановления рассматриваются в курсе органики по отдельности друг от друга. 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). Молекула субстрата 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.

Повышенная склонность органических соединений к окислению обусловлена наличием в молекуле веществ:  

• кратных связей (именно поэтому так легко окисляются алкены, алкины, алкадиены);
• определенных функциональных групп  – сульфидной -SH, гидроксильной –OH (фенольной и спиртовой), аминной– NH2;
• активированных алкильных групп, расположенных по соседству с кратными связям
• атомов водорода при атоме углерода, содержащем функциональную группу.

Окислительные процессы

Окисление алканов:

1.  Полное окисление (горение в кислороде):

CnH2n+2 + O2 = CO2 + H2O

С4Н10 + О2 = СО2 + Н2О

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

Окисление алкенов:

1) Полное окисление (горение):

CnH2n + 1,5nO2 = nCO2 + nH2O

2) Неполное каталитическое окисление (протекает до соответствующихэпоксидов):

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

4) 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.

5) 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:

Примеры:

1. Мягкое окисление алкенов водным раствором перманганата калия на холоде приводит к образованию двухатомных спиртов (реакция Е.Е.Вагнера). В ходе этой реакции происходит обесцвечивание фиолетовой окраски водного раствора KMnO4. Поэтому она используется как качественная реакция на алкены.

CH2=CH2 + KMnO4 + H2O → C2H6O2 + MnO2↓ + КOH

C2H4 + 2 H2O – 2e → C2H6O2 +2H+           3

MnO4- + 2H2O + 3e → MnO2 + 4 OH-        2

3 C2H4 + 6 H2O + 2 MnO4- + 4 H2O → 3C2H6O2 +6 H+ +2 MnO2 + 8 OH-

3 C2H4 + 4 H2O + 2MnO4- → 3C2H6O2 +2 MnO2 + 2OH-

3CH2=CH2 + 2KMnO4 + 4H2O →3C2H6O2 +2MnO2↓ + 2КOH

2. При жестком окислении алкенов кипящим раствором KMnO4 в кислой среде происходит полный разрыв двойной связи:

C4H8 + КMnO4+ H2SO4→ C2H4O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

C4H8 + 4H2O – 8е → 2C2H4O2 + 8H+5

MnO4- + 8 H++ 5e → Mn2+ + 4 H2O          8

5C4H8 + 20 H2O + 8 MnO4- +64 H+ → 10 C2H4O2 + 8 Mn2+ + 32 H2O + 40Н+

5C4H8 + 8 MnO4- +24 H+ → 10 C2H4O2 + 8 Mn2+ + 12 H2O

5C4H8 + 8 К MnO4 +12 H2SO4→ 10 C2H4O2 + 8 MnSO4 + 4 K2SO4 + 12 H2O

3. Окисление  пропена сильным окислителем - перманганатом калия в кислой среде - приводит к полному разрыву двойной связи и образованию углекислого газа и уксусной кислоты.

СН2=СН-СН3 + КMnO4 + H2SO4→CH3COOH + CO2 ↑ + K2SO4 +  MnSO4 + H2O

C3H6 + 4 H2O –10 е → C2H4O2 + CO2 ↑ +10 H+1

MnO4- + 8 H++ 5e → Mn2+ + 4 H2O                         2

C3H6 + 4 H2O + 2 MnO4- +16 H+→ C2H4O2 + CO2 ↑ +10 H+ +2Mn2+ + 8H2O  

C3H6 + 2 MnO4- +6 H+→ C2H4O2 + CO2 ↑ + 2Mn2+ + 4 H2O  

СН2=СН-СН3 + 2КMnO4 + 3H2SO4→ CH3COOH + CO2 ↑ + K2SO4 + 2MnSO4 +  4H2O

4. Окисление  2-метилбутена-2  перманганатом калия в кислой среде.

Если в молекуле алкена атом углерода при двойной связи содержит углеводородный заместитель (например, 2-метилбутен-2), то при его окислении происходит  полный разрыв двойной связи  и образование кетона и карбоновой кислоты:

(СН3)2С=СН-СН3 + КМnО4 + Н2SО4→(СН3)2С=О + СН3СООН +  МnSО4 + К2SО4+  Н2О

C5H10 + 3H2O –6 е → C3H6O + С2Н4О2 + 6H+  5

MnO4- + 8H++ 5e → Mn2+ + 4H2O                        6

5C5H10 +15 H2O + 6 MnO4- + 48 H+ → 5C3H6O + 5С2Н4О2 + 30 H+ + 6 Mn2+ + 24 H2O

5C5H10 + 6 MnO4- + 18 H+ → 5C3H6O + 5С2Н4О2 +  6 Mn2+ + 9 H2O

5(СН3)2С=СН-СН3+6КМnО4+9Н2SО4→ 5(СН3)2С=О +5СН3СООН + 6МnSО4 + 3К2SО4+ 9Н2О

5. CH3-CH=CH-CH3 + KMnO4 + H2O →
6. CH3-CH=CH-CH3 + KMnO4 + H2SO4 →

Окисление спиртов:

В качестве окислителей чаще всего используются:

KMnO4 +H2SO4

K2Cr2O7 + H2SO4

O2 (Cu)

CuO

Лёгкость окисления спиртов уменьшается в ряду:первичный – вторичный – третичный.

Сравним первичные, вторичные и третичные спирты по реакционной способности к окислению:

Первичные и вторичные спирты, имеющие атомы водорода при атоме углерода, несущем функциональную группу; окисляются легко: первые – до альдегидов, вторые до кетонов. При этом структура углеродного скелета исходного спирта сохраняется. Третичные спирты, в молекулах которых нет атома водорода при атоме углерода, содержащем группу  ОН, в обычных условиях не окисляются. В жестких условиях (при действии сильных окислителей и при высоких температурах) они могут быть  окислены  до смеси низкомолекулярных карбоновых кислот, т.е. происходит деструкция углеродного скелета.

1) Полное окисление спиртов (горение в кислороде):

2) 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).

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 (суммарноеуравнение)

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

1) 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:

2) Окисление свежеосаждённым гидроксидом меди (II):

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

4. Особенности окисления муравьиного альдегида:

Суммарное уравнение реакции:

Окисление производных бензола:

При мягком окислении стирола (винилбензола) перманганатом калия КMnO4 в нейтральной или слабощелочной среде происходит разрыв π-связи ,образуется гликоль (двухатомный спирт). В результате реакции окрашенный раствор перманганата калия быстро обесцвечивается и выпадает коричневый осадок оксида марганца (IV).

Окисление же сильным окислителем - перманганатом калия в кислой среде - приводит к полному разрыву двойной связи и образованию углекислого газа и бензойной кислоты, раствор при этом обесцвечивается.

1. C6H5−CH═CH2 + KMnO4 + H2O → C6H5−CH−CH2 +  MnO2 +  KOH

││ ‌        ‌

 ‌                                           OHOH

C8H8 + 2 H2O – 8е → C8H10O2 + 2H+         3      

MnO4- + 2 H2O + 3e → MnO2 + 4 OH-2

3 C8H8 + 6 H2O + 2 MnO4- + 4H2O → 3 C8H10O2 + 6 H++ 2 MnO2 + 8 OH-

3 C8H8 + 4 H2O + 2 MnO4- → 3 C8H10O2+ 2 MnO2 + 2 OH-

3 C6H5−CH═CH2 + 2 KMnO4 + 4H2O → 3 C6H5−CH−CH2 + 2 MnO2 + 2 KOH

││‌        ‌

 ‌                                           OHOH

2. C6H5−CH═CH2 + KMnO4 + H2SO4    → C6H5−COOH + CO2 ↑ +  K2SO4 + MnSO4 + H2O

C8H8 + 4 H2O –10е → C7H6O2 + СО2 + 10 H+  1

MnO4- + 8 H++ 5e → Mn2+ + 4 H2O   2

C8H8 + 4 H2O + 2MnO4- +16 H+ → C7H6O2 + СО2 + 10 H+ + 2Mn2+ + 8 H2O

C8H8 + 2 MnO4- + 6 H+ → C7H6O2 + СО2 + 2Mn2+ + 4 H2O

C6H5−CH═CH2 + 2 KMnO4 + 3H2SO4 → C6H5−COOH + CO2 ↑ + K2SO4 + 2 MnSO4 +4 H2O

3. С6Н5-С2Н5 + KMnO4 + H2SO4 →

Восстановительные процессы

1. Восстановление алкенов (реакция гидрирования алкенов):

Алкен + Н2 = Алкан

CnH2n + H2 = CnH2n+2

2. Восстановление алкинов (реакция гидрирования алкинов):

Алкин + Н2 = Алкен + Н2 = Алкан

CnH2n-2 + H2 = CnH2n + H2 = CnH2n+2

3. Восстановление бензола (реакция гидрирования бензола):

4. Восстановление альдегидов:

А) водородом на катализаторе:

Б) литийалюмогидридом:

Список литературы

• «Органическая химия», задачи и практические работы/ А.А. Карцова, А.Н. Левкин

 «Авалон»,  «Азбука классика»,  С-Петербург, 2005г.

• «Школьная химия»  А.А. Карцова, А.Н. Левкин Изд. «Авалон»,  «Азбука классика»,

С-Петербург, 2006г.

• «Химия 10 класс» /О.С.Габриелян, Ф.Н.Маскаев, С.Ю.Пономарев, В.И.Теренин

«Дрофа» 2003г.

• ЕГЭ- 2010: Химия: Самые новые реальные задания/ А.С.Корощенко, М.Г.Снастина.-«Астрель»,2010г. (Федеральный институт педагогических измерений)

• Отличник ЕГЭ. Химия. Решение сложных задач под ред. Кавериной А.А «Интеллект-Центр»  2010г. (Федеральный институт педагогических измерений)

• Химия. Подготовка к ЕГЭ. Тематические тесты. Базовый и повышенный  уровни Доронькин В.Н. и др 2010г. (Федеральный институт педагогических измерений)

• материалы сайтов:

http://www.fipi.ru- сайт федерального института педагогических измерений

http://ege.edu.ru- портал информационной поддержки ЕГЭ

http://edu.ru-сайт Федерального портала Российского образования

http://school-collection.edu.ru –сайт единой коллекции цифровых образовательных   ресурсов

http://www.e-ypok.ru –образовательный сайт «Учимся вместе»

http://ege.spb.ru– Единый Государственный Экзамен в Санк- Петербурге