Окислительно-восстановительные реакции

Тип работы:
Реферат
Предмет:
Химия


Узнать стоимость

Детальная информация о работе

Выдержка из работы

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)2Cr2O7, 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- > I2o (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:

6H12O6 + 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

2H5OH + 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

-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+ 2SO42- > Анод

4H2O + 4e- = 4K+ + 4OH- + 4H+ 2H2O = 2SO42- + 4H+ + 2O2- +4e-

4H = 2H2 2O2- = O2

Схема электролиза сульфата никеля с никелевым анодом:

NiSO4

Катод < Ni2+ SO42- > Анод

Ni2+ + 2e- = Ni0 Ni0 = Ni2+ + SO42- + 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.

ПоказатьСвернуть
Заполнить форму текущей работой