Окислительно-восстановительные реакции

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Содержание

Введение

Классификация химических реакций

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции в неорганической химии

Окислительно-восстановительные реакции в органической химии

Электролиз

Окислительно-восстановительные реакции в природе, промышленности, жизни человека

Заключение

Список используемой литературы

Введение

Актуальность: распространение окислительно- восстановительных реакций во всех сферах жизни человека, в природе, внутри организмов.

Объект: окислительно- восстановительные реакции.

Предмет: превращения веществ с точки зрения окисления- восстановления.

Цель:1)понять принцип превращения веществ;2)изучить роль окислительно- восстановительных реакций в природе, промышленности, жизни человека.

Задачи:1) исследовать теоретический материал по окислительно- восстановительным реакциям;2)применить полученные знания на практике.

Материалы и методы: реферативно-аналитический, научно- практический.

Новизна: раскрыть дальнейшие перспективы роли окислительно- восстановительных реакций.

Практическое применение: все сферы жизни человека.

Классификация химических реакций

Химические реакции- процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся от них по составу и строению. Классификация химических реакций многопланова (схема), в ее основу могут быть положены различные признаки.

По изменению степеней окисления химических элементов, образующих вещества, различеют окислительно- восстановительные реакции, и реакции, протекающие без изменения степеней окисления химических элементов.

Реакции, идущие с изменением степеней окисления элементов- окислительно- восстановительные реакции.

К ним относится множество реакций, в том числе все реакции замещения, а также те реакции разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество. [8]

Пример ОВР в неорганической химии:

2KMnO₄ + 16HCl= 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂^ + 8H₂O

Mn⁺⁷ +5e^- > Mn⁺² 2 (восстановление)

2Cl^-1 +2e^- > Cl₂⁰ 5 (окисление)

В органической химии ярким примером окислительно- восстановительных реакций может служить восстановление альдегидов в соответствующие спирты:

CH₃-C-H=0 + H₂ > CH₃- CH₂OH

С⁺¹ +2e^- > C^-1 1 (восстановление)

H₂0 - 2e^- > 2H⁺¹ 1 (окисление)

К реакциям, идущим без изменения степеней окисления химических элементов относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения, например:

Многие реакции разложения:

2Fe(OH)₃ > Fe₂O₃ + ₃H₂O

Реакции этерификации:

HCOOH + CH₃OH > HCOOCH₃ + H₂O.

Классификация окислительно- восстановительных реакций

1 Окислительно-восстановительные реакции, при которых изменяют степень окисления атомы элементов, входящих в состав разных веществ.

Примером является горение спиртовки, применяемой в большинстве лабораторных работ:

C₂H₅OH + 3O₂ > 2CO₂ + 3H₂O

C^-1 - 5e^-> C⁺⁴ (окисление)

С^-3 -7e^- > C⁺⁴ (восстановление)

Это типичная реакция горения органических веществ(рис.1)

2 Окислительно-восстановительные реакции, при которых степень окисления изменяют атомы разных элементов одного и того же вещества.

Примерами могут служить многие процессы термической диссоциации. Так, в ходе термической диссоциации водяного пара:

2H₂O = 2H₂ + O₂

2H⁺ +2e^- > H₂⁰ (восстановление)

2O^-2 -4e^- > O₂⁰ (окисление)

Другим примером может служить реакция разложения нитрита аммония, применяемая в лабораторной практике для получения чистого азота:

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

2N^-3 - 6e^- > N₂⁰ (окисление)

2N⁺³ + 6e^- > N₂⁰ (восстановление)

Диспропорционирования.

Так, при взаимодействии хлора с водой получается смесь соляной(HCl) и хлорноватистой(HClO) кислот:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Здесь и окисление, и восстановление претерпевает хлор:

Сl₂ + H₂O = 2HClO + 2H⁺ + 2e^- (окисление)

Сl₂ +2e^- = 2Cl^- (восстановление)

Окислительно-восстановительные реакции в неорганической химии

Опыт 1.

Если прикоснуться горящей спичкой к кучке оранжево-красных кристаллов дихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O_7, произойдет нечто примечательное: начинается «извержение» маленького «вулкана». Из центра стремительно вылетают раскаленные докрасна частицы «пепла», размеры «вулкана» быстро увеличиваются. [1]

Дихромат аммония (NH₄)₂Cr₂O₇ содержит атомы азота в низшей степени окисления (III) и хрома- в высшей степени окисления (+VI). Между этими атомами при поджигании происходит внутримолекулярный обмен электронами:

(NH₄)₂Cr₂O₇

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂^ + Cr₂O₃ +4H₂O^ +Q

2N^-3 -6e^- >N₂⁰ 1 (окисление)

2Cr⁺⁶ + 6e^->2Cr⁺³ 1 (восстановление)

Раскаленные частицы и зеленоватый «пепел» - это частицы оксида хрома Cr₂O₃ , выбрасываемые при разложении дихромата аммония газообразным азотом N₂(рис.3, 4).

Опыт 2.

В старинных руководствах по химическому анализу рекомендуется использовать «раствор хамелеона» для определения в образцах неизвестного состава сульфита натрия Na₂SO₃, пероксида водорода H₂O₂ или щавелевой кислоты H₂C₂O₄.[1]

«Раствор хамелеона» - это раствор перманганата калия KMnO4, который при химических реакциях в зависимости, в зависимости от среды, меняет свою окраску по-разному.

Вот так идет взаимодействие перманганата калия с различными веществами:

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = K₂SO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + 8H₂O + 2MnSO₄

Mn⁺⁷ +5e^- > Mn⁺² (восстановление) 2

2Fe⁺² - 2e^- > 2Fe⁺³ (окисление) 5

2KMnO₄ + 3H₂O₂ = 2MnO₂ +3O₂^ +2KOH +2H₂O

Mn⁺³ +5e^- > Mn⁺⁴ (восстановление) 2

2O^-1 - 2e^- > O₂⁰ (окисление) 5

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

Mn⁺⁷ +1e^- > Mn⁺⁶ (восстановление) 2

S⁺⁴ -2e^- > S⁺⁶ (окисление) 1

В ходе перечисленных реакций наблюдается обесцвечивание перманганата калия KMnO₄ (рис.5).

Опыт 3.

В качестве примеров реакций, в которых пероксид водорода H₂O₂ служит окислителем, можно привести окисление иодида калия KI:

2KI + H₂O₂ = I₂ + 2KOH

2I^- -2e^- > I₂^o (окисление) 1

2O^-1 +2e^- > 2O^-2 (восстановление) 1

В результате реакции выделяется йод (рис.6)

Опыт 4.

Хроматы- соли не существующей в свободном состоянии хромовой кислоты H₂CrO₄, получаемой лишь в виде водных растворов с концентрацией не свыше 75%.

Соединения хрома меняют окраску в зависимости от среды.

Например, в кислой среде наблюдается изменение цвета из желтого в зеленый.[10]

K₂Cr₂O₇ + 3Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ > K₂SO₄ + 3Na₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 4H₂O

2Cr⁺⁶ +6e^- > 2Cr⁺³ (восстановление) 1

S⁺⁴ -2e^-> S⁺⁶ (окисление) 3

Сr₂(SO₄)₃ + 10KOH + 3H₂O₂ = 2K₂CrO₄ + 3K₂SO₄ + 8H₂O

2Cr⁺³ - 6e^- > 2Cr⁺⁶ (окисление) 1

2O^-1 +2e^- > 2O^-2 (восстановление) 3

Наблюдается переход цвета из зеленого в желтый (рис.7).

Опыт 4.

Ряд напряжений металлов дает возможность, не проводя опытов, заранее определить, какие металлы будут «вытеснять» друг друга из растворов солей (табл.1).

Если в голубой раствор сульфата меди(II) CuSO₄ опустить железный гвоздь, предварительно очищенный наждачной бумагой, то вскоре он покроется красноватым слоем металлической меди. Раствор (теперь уже сульфата железа(II)) приобретет бледно- зеленую окраску.[2]

СuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cuv

Сu+2 +2e- > Cu0 (восстановление) 1

Fe0 -2e- > Fe0 (окисление) 1

С кислотами реагируют почти все металлы. Водород служит эталоном для сравнения способности металлов взаимодействовать с кислотами-неокислителями. Это могут делать металлы, расположенные левее водорода в ряду напряжений: от K до свинца Pb.[7] Например:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂^

Al⁰ -3e^- > Al⁺³ (окисление)

2H⁺ +2e^- > H₂⁰ (восстановление)

Концентрированная серная H₂SO₄ и азотная HNO₃ кислоты реагируют с металлами по-разному, в зависимости от положения металла в ряде напряжений и концентрации кислоты (схема1 ).

химия альдегид диссоциация окислительный восстановительный

Окислительно-восстановительные реакции в органической химии

Опыт 1.

При добавлении к глюкозе раствора перманганата калия, подкисленного серной кислотой, происходит окисление глюкозы и обесцвечивание перманганата калия:

5С₆H₁₂O₆ + 24KMnO₄ + 36H₂SO₄ > 12CO₂ +8Cr₂(SO₄)₃ + 8K₂SO₄ + 43H₂O

6C⁰ - 24e^-> 6C⁺⁴ (окисление) 5

Mn⁺⁷ +5e^- > Mn⁺² (восстановление) 24

C₁₂H₂₂O₁₁ + 8K₂Cr₂O₇ + 32H₂SO₄ > 12CO₂^ + 8Cr₂(SO₄)₃ + 8K₂SO₄ + 43H₂O

12C⁰ -48e^- > 12C⁺⁴ (окисление) 1

2Cr⁺⁶ + 6e^- >2Cr⁺³ (восстановление) 8

5С₂H₅OH + 4KMnO₄ + 6H₂SO₄ > 5CH₃COOH + 2K₂SO₄ + 4MnSO₄ + 17H₂O

С^-1 -4e^- > C⁺³ (окисление) 5

Mn⁺⁷ +5e^-> Mn⁺² (восстановление) 4

Опыт 2.

При прокаливании медной проволоки (она чернеет) и опускании ее в раствор спирта, происходит окисление спирта до альдегида, и выделяется чистая медь(рис.8)

С2H5O + CuO > C₂H₅O₂ + Cu

2С^-1 -2e^- > 2C⁺¹ (окисление) 1

Сu⁺² - 2e^- > Cu⁰ (восстановление) 1

В организме человека, употребляющего алкогольные напитки, также происходит окисление спирта до альдегида, что наносит вред здоровью. Этаналь вызывает разрушение клеток мозга, человек ощущает головную боль.

В организме животных и человека запасается жир, при окислении которого выделяется энергия, необходимая для осуществления жизненно важных процессов:

+ [O] > CO₂ + H₂O +Q

Опыт 3.

При пропускании аммиачного раствора оксида серебра через альдегид, на поверхности пробирки выделяется чистое серебро (рис.9):

Ag2O + 4 NH4OH => 2 [Ag(NH3)2]OH + Н2O

R-CH=O + 2 [Ag(NH3)2]OH => RCOONH4 + 2 Ag +3 NH3 + H2O

Эта реакция используется при изготовлении игрушек, посуды, украшений.

Окислительно-восстановительные реакции в органической химии сложны, интересны и играют огромную роль в промышленности, фармакологии, природе, жизни организмов и человека.

Химические источники электрической энергии

В конце XVIII в. Итальянский физиолог Луиджи Гальвани впервые заметил появление кратковременного электрического тока в мышцах лягушки, лапка которой находилась в соприкосновении с двумя различными металлами(медной проволочкой и железной сеткой).[6]

Впервые гальванический элемент создал итальянский физик Алессандро Вольта (1745-1827). Он же сконструировал батарею гальванических элементов в виде так называемого «вольтова столба». Для этого ученый последовательно соединил чередующиеся медные и цинковые кружки, между которыми находились суконные прокладки, пропитанные растворами кислоты или щелочи.

Широко известный медно цинковый гальванический элемент был создан в 1836 г. Английским исследователем Джоном-Фредериком Даниелем. Усовершенствовал его русский ученый Борис Семенович Якоби.[5]

Гальванический элемент- устройство, которое применяют для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию.(рис.1, 2).

Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух пластин или стержней, изготовленных из различных металлов и погруженных в раствор электролита. Такая система делает возможным пространственное разделение окислительно- восстановительной реакции: окисление протекает на одном металле, а восстановление- на другом. Таким образом, электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи.

Например, медно- цинковый гальванический элемент(элемент Якоби- Даниеля) состоит из медной пластины, погруженной в раствор сульфата меди (медный электрод), и цинковой пластины, погруженной в раствор сульфата цинка(цинковый электрод). Оба раствора соприкасаются друг с другом, но для предупреждения смешения они разделены перегородкой, изготовленной из пористого материала.

При работе элемента, т.е. при замкнутой цепи, цинк окисляется: на поверхности его соприкосновения с раствором атомы цинка превращаются в ионы и, гидратируясь, переходят в раствор. Высвобождающиеся при этом электроны движутся по внешней цепи к медному электроду.

Zn= Zn²⁺+ 2e^-

На медном электроде протекает восстановление ионов меди. Электроны, приходящие сюда от цинкового электрода, соединяются с выходящими из раствора дегидратирующимися ионами меди; образуются атомы меди, выделяющиеся в виде металла.

Cu²⁺ + 2e^- = Cu⁰

Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом. Электрод, на котором протекает восстановление, называется катодом. В медно- цинковом элементе цинковый электрод является анодом, а медный- катодом.

На основе гальванического элемента протекает процесс электролиза. Электролиз- окислительно-восстановительная реакция, происходящая пр прохождении постоянного электрического тока через электромагнитную систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.

Схема электролиза раствора хлорида меди(II) c инертным анодом:

СuCl₂

Катод < Сu²⁺ 2Cl^- > Анод

Cu²⁺ +2e^- = Cu 2Сl^-= 2Cl + 2e^-

2Cl = Cl₂

Схема электролиза раствора сульфата калия с инертным анодом:

2K₂SO₄

Катод < 4K⁺ 2SO₄^2- > Анод

4H₂O + 4e^- = 4K⁺ + 4OH^- + 4H⁺ 2H₂O = 2SO₄^2- + 4H⁺ + 2O^2- +4e^-

4H = 2H₂ 2O^2- = O₂

Схема электролиза сульфата никеля с никелевым анодом:

NiSO₄

Катод < Ni²⁺ SO₄^2- > Анод

Ni²⁺ + 2e^- = Ni⁰ Ni⁰ = Ni²⁺ + SO₄^2- + 2e^-

Важнейшее применение электролиз находит в металлургической и химической промышленности, и в гальванотехнике. [4]

Окислительно- восстановительные реакции в природе, промышленности и жизни человека

Все процессы в живой природе сопровождаются превращением энергии и ее переходами из одной формы в другую. В течение одного дня взрослый человек потребляет примерно 10 млн. Дж энергии. Главный источник энергии - химические реакции: окисление жиров и углеводов, поступающих в человеческий организм с пищей. [9]

Синтез жиров и углеводов, которые есть в пище, тоже требует затрат энергии. Основной источник земной энергии - солнечный свет. Свет представляет собой один из мощных факторов воздействия на химические процессы. Достаточно вспомнить, что жизнь на Земле поддерживается благодаря растениям, а растения осуществляют синтез органических веществ, используя энергию излучения Солнца. Фотосинтез(рис.10) - самый крупный из химических процессов на Земле. Энергия солнечного света при участии хлорофилла запасается в продуктах фотосинтеза именно в углеводах:

6CO₂ + 6H₂O > C₆H₁₂O₆ + O₂^

Синтез углеводов протекает согласно циклу Кальвина (рис.11) и распадается с выделением энергии по циклу Кребса (рис.12)- это наиболее важные окислительно-восстановительные реакции в организмах, поддерживающие жизнь на нашей планете.

«Серебро» из глины.

Приоритет открытия алюминия Al, который одно время называли «серебром из глины», принадлежит датскому физику Гансу- Христиану Эрстеду(1777-1851), известному больше своими работами по электромагнетизму. Чтобы получить алюминий, Эрстед нагревал безводный хлорид алюминия с амальгамой натрия (раствором натрия в ртути):

AlCl₃ + 3Na(Hg) = Al + 3NaCl₃ + Hg

Продукты реакции он обработал водой для растворения хлорида натрия NaCl ,а из остатка, содержащего амальгаму алюминия, удалил нагреванием ртуть. Так в 1825 г. Впервые был получен алюминий.

В 1827 г. Немецкому химику Вёлеру также удалось выделить алюминий, используя реакцию восстановления гексафторалюмината натрия металлическим калием:

Na₃[AlF₆] + 3K= Al + 3NaF + 3KF

Алюминий в этом случае легко отделяется от фторидов калия KFи натрия NaF, хорошо растворимых в воде.

В 1845 г. Два химика независимо друг от друга - немец Бунзен и француз Анри- Этьен Сент- Клер- Девилль (1818- 1881)- разработали первый промышленный метод получения алюминия, основанный на восстановлении тетрахлоралюмината натрия

Na[AlCl₄] + 3Na= Al + 4NaCl.[1]

Нержавеющая железная колонна

Эта знаменитая Кутубская колонна высотой около семи метров и массой 6,5 т. Надпись на колонне говорит о том, что она была поставлена в 9 в. До н. э. Ржавление железа- образование метагидроксида железа FeO(OH)- связано со взаимодействием его с влагой и кислородом воздуха:

4Fe + 2H₂O + 3O₂= 4FeO(OH).

Однако эта реакция при отсутствии в железе различных примесей, и прежде всего углерода, кремния и серы, не протекает. Колонна была изготовлена из очень чистого материала: железа в колонне оказалось 99,72%. Этим и объясняется её долговечность и коррозионная устойчивость.[1]

Польза пероксида. Пероксид водорода H₂O₂, вернее, его водный 3%-й раствор, известен как крововосстанавливающее средство при травмах кожи. При лечении открытых травм H₂O₂ служит для обогащения крови больного кислородом O₂ непосредственно возле поврежденного места тела:

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂^

2O^-1 - 2e^- > O₂⁰ (окисление) 1

2O^-1 + 2e^-> 2O^-2 (восстановление) 1

После хирургической обработки раны пациенту делают инъекции 0,01%-го водного раствора пероксида водорода, вводя его в артерии, снабжающие кровью орган или участок тела.[1]

Озонное старение каучуков, резин и пластмасс.

Скорость реакции озона с двойной связью С=С в 100 000 раз выше, чем скорость реакции озона с одинарной связью С-С. Поэтому от озона в первую очередь страдают каучуки и резины.

Озон реагирует с двойной связью с образованием промежуточного комплекса:

У комплекса есть две возможности:

1) Образовать молозонид:

2) При соударении с другой молекулой олефина (каучука) дать исходные продукты:

Основной путь предотвращения озонной деструкции и резин - поиск веществ, которые реагируют с озоном быстрее, чем озон реагирует с двойными связями каучуков и резин.Примеры реакций антиозонантов с озоном:

В технологической практике наибольший эффект достигается при применении антиозонантов в сочетании с восками (предельные углеводороды). [2]

Заключение

Изучение окислительно-восстановительных реакций является актуальной задачей в настоящее время. Они принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и играют важную роль в природе и технике. Около 80% всех химических превращений происходит в живой и неживой природе в результате процессов окисления-восстановления. Проявление различных жизненных функций организма связано сзатратой энергии, которую наш организм получает из пищи в результате окислительно-восстановительных реакций.

Весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают окислительно-восстановительные процессы. Это фотосинтез и круговорот веществ, гниение и брожение, нервная деятельность человека и животных.

Большинство химических процессов , осуществляемых человеком в его практической деятельности, представляют собой окислительно-восстановительные реакции. Их можно наблюдать при сгорании топлива в топках паровых котлов и двигателей внутреннего сгорания, в процессах коррозии металлов. Получение металлов и неметаллов, кислот, щелочей, строительных материалов, высокомолекулярных соединений, медикаментов и т.д. основано на использовании окислительно- восстановительных реакций

В последние годы разработаны электрохимические преобразователи информации и электрохимические устройства, в основе действия которых лежат законы электролиза. Широко используются в технике различные источники тока.

Окислительно-восстановительные процессы, протекающие в природе и технике, нередко наносят огромный ущерб. В качестве примеров можно привести коррозию металлов, лесные пожары, окисление азота при сжигании топлива, образование чрезвычайно токсичных диоксидов и т.д. При помощи окислительно- восстановительных реакций проводят анализ различных веществ, очищают многие вещества, природные и сточные воды, газовые выбросы электростанций и т.д. [11]

Список используемой литературы

1 Аликберова Л.Ю., Степин Е.Д.- Книга по химии для домашнего чтения.- 2-е изд., стер. - М.: Химия, 1995.- 400с: ил.(Научно-популярная б-ка школьника).

2 Алтухов Ю.П.- Соросовский образовательный журнал. Том 7, 12, М., 2000.

3 Алферова Е.А., Ахметов Н.С., Богомолова Н.В. И др.- Химия: Большой справочник для школьников и поступающих в вузы.- 3-е изд., испр.- М.: Дрофа, 2000.- 784 с.- (Большие справочники для школьников и поступающих в вузы).

4 Глинка Н.Л.- Общая химия: учебное пособие для вузов.- 21-е изд., стер.,/ Под редакцией Рабиновича В.А. - Л.: Химия,1981, -720 с., ил.

5 Гаврюченкова Ф.Г.- Химия: Справочное руководство, ГДР, 1972, Пер. с нем. Л., «Химия», 1975 .

6 Еремина Е.А., Рыжова О.Н.- Справочник школьника по химии.- ООО «Издательский дом «ОНИКС 21 век»: ООО «Издательство «Мир и образование», 2002. - 624с.: ил. - (Школьное учебное пособие).

7 Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. - Справочник школьника по химии, М.: Русское энциклопедическое товарищество, 200. - 640 с.: ил.

8 Левина Л.С.- Учебно- методический журнал «Химия в школе», М.: «Центрхимпресс», 2007.

9 Николаев Л.А.- Химия жизни. Пособие для учителей. М.: «Просвещение», 1973.

10 Смолеговский А.М.-Энциклопедия химических элементов. - М.: Дрофа, 2000. - 432 с.: ил. - (Школьная энциклопедия).

11 Солдатова Н.П., Летунов В.И, Загибалова Л.Я., Скальская В.И.- Окислительно- восстановительные реакции: учебно- методическое пособие/ гос. Гумм.-пед. Ун-т. - Чита, 2006 - 59 с.

Размещено на Allbest.ru